Заповнення електронами рівнів, підрівнів, орбіталей в багатоелектронних атомах визначають:
1) принцип найменшої енергії;
2) правило Клечковского;
3) принцип заборони Паулі;
4) правило Гунда.
Принцип найменшої енергії: максимуму стійкості системи відповідає мінімум її енергії.
Отже, відповідно до цього принципом електрони будуть спочатку розташовуватися на атомних орбіталях, що мають мінімальну енергію, в цьому випадку зв'язок електронів з ядром найбільш міцна і атомна система знаходиться в стані максимальної стійкості.
У багатоелектронних атомах електрони відчувають не тільки тяжіння ядер, але і відштовхування електронів, що знаходяться ближче до ядра і екранують ядро від більш далеко розташованих електронів. Тому послідовність зростання енергії орбіталей ускладнюється.
Порядок зростання енергії атомних орбіталей в складних атомах описується правилом Клечковского. при збільшенні заряду ядра атома заповнення орбіталей відбувається в порядку зростання суми головного і орбітального квантових чисел (n + l), а при рівних значеннях суми (n + l) - в порядку зростання n.
Відповідно до цього правилу підрівні шикуються в наступний ряд (рис. 2.4.): 1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈5d<6p<7s≈5f≈6d.
Порядок заповнення: 4s, 3d, 4p.
Виняток становлять d і f - елементи з повністю і наполовину заповненими підрівнями, у яких спостерігається так званий провал електронів, наприклад: Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt (це явище буде розглянуто пізніше).
Принцип заборони Паулі говорить: в атомі не може бути двох електронів з однаковим набором чотирьох квантових чисел.
Згідно з цим принципом, на одній орбіталі, яка характеризується певними значеннями трьох квантових чисел n, l і ml. можуть перебувати тільки два електрони, що відрізняються значенням спінового квантового числа ms. а саме ms = + і ms = - -. тобто спини яких протилежно направлени.Ето можна символічно представити наступною схемою.
Заповнення і не допускається.
Принцип заборони Паулі визначає електронну ємність енергетичних рівнів і підрівнів. На s - підрівні (одна орбіталь) може бути лише два електрона, на p - підрівні (три орбіталі) - шість, на d-підрівні (п'ять орбіталей) - десять, на f - підрівні (сім орбіталей) - чотирнадцять електронів. Взагалі, максимальне число електронів на підрівні з орбітальним квантовим числом l дорівнює 2 (2l +1). Оскільки число орбіталей даного енергетичного рівня одно n 2. ємність енергетичного рівня становить 2n 2 електронів, де n - відповідне значення головного квантового числа.
Правило Гунда: сталого (не збудженому) станом атома відповідає такий розподіл електронів в межах енергетичного підрівня, при якому абсолютне значення сумарного спінового числа їх (# 9474; Σms # 9474;) максимально.
Розглянемо розподіл електронів по енергетичним осередкам в атомі вуглецю, електронна конфігурація якого 1s 2 2s 2 2p 2. Можливі три варіанти:
1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p
У першій-ліпшій нагоді спіновий число 1s 2 і 2s 2 - електронів дорівнює 0 (спини електронів антіпараллельни в кожної енергетичної осередку). Сумарне спіновий число p - електронів в варіантах a), в) дорівнює нулю (Σms = 0), в варіанті (б) Σms = 1. Відповідно до правила Гунда реалізується тільки варіант (б).
Іншими словами: заповнення орбіталей одного підрівня в основному стані атома починається одиночними електронами з однаковими спинами. Після того як поодинокі електрони займуть всі орбіталі в даному підрівні, заповнюються орбіталі другими електронами з протилежними спинами.