Общая химия (стр. 4 )

Было установлено, что энергетические уровни расщепляются на энергетические подуровни.

Согласно квантово – механическим расчётам, электронные облака отличаются не только размерами, но и формой.

Орбитальное квантовое число l характеризует форму атомной орбитали (электронного облака) и энергию электрона на энергетическом подуровне.

Состояния электрона, характеризующиеся различными значениями орбитального квантового числа l принято называть энергетическими подуровнями электрона в атоме (подоболочками ). Как и n, l квантуется, т. е изменяется только целочисленно, принимая значения от 0 до (n-1), где n – главное квантовое число, всего n значений.

Энергетические подуровни обозначают буквами:

значение l : 0 1 2 3 4 5;

обозначение подуровня : s p d f g h.

В соответствии с этими обозначениями говорят об s - подуровне, p – подуровне и т. д. Число подуровней равно номеру уровня. Например:

Уровень	n	l	Число подуровней	Обозначение подуровней в уровне
1	1	0	1	1s
2	2	0, 1	2	2s, 2p
3	3	0, 1, 2	3	3s, 3p, 3d
4	4	0, 1, 2, 3	4	4s, 4p, 4d, 4f

То есть орбитальное квантовое число l описывает структуру энергетического уровня.

Электроны с орбитальным квантовым числом 0 называются s – электронами. Орбитали (электронные облака) имеют сферическую форму (рис. 2.3, а).

Электроны с орбитальным квантовым числом 1 называются p – электронами. Орбитали имеют «гантелевидную» форму (рис. 2.3,б).

Электроны с l=2 называют d – электронами. Орбитали имеют форму сложной «четырехлепестковой» фигуры (рис. 2.4, в).

Электроны с l=3 получили название f – электронов. Форма их орбиталей ещё сложнее, чем форма d – орбиталей.

В одном и том же энергетическом уровне энергия подуровней возрастает в ряду ES<EP<Ed<Ef.

Магнитное квантовое число ml характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали и связано с числом l, квантуется и принимает целочисленные значения, от - l до +l, включая ноль. Число значений ml равно 2l+1. Это число орбиталей с данным значением l, т. е. число энергетических состояний, в которых могут находиться электроны данного подуровня.

Внешнее магнитное поле изменяет пространственную ориентацию электронных облаков, поэтому при воздействии магнитного поля происходит расщепление энергетических подуровней электронов. В магнитном поле наблюдается расщепление атомных спектральных линий.

Определим число состояний (орбиталей) электронов в соответствующем подуровне:

Подуровень	Орбитальное квантовое число l	Магнитное число ml	Число орбиталей с данным l
s p d f	0 1 2 3	0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0 ,+1, +2,+3	1 3 5 7 2l+1

Общее число состояний (орбиталей) на уровне равно n2. На рис. 2.3 показаны формы и ориентация в пространстве 1s –, 2p –, 3d – орбиталей.

На основе представлений о квантовых числах можно уточнить определение атомной орбитали (АО): совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых определёнными значениями квантовых чисел n, l и ml: называют атомной орбиталью (АО). Условно АО обозначают в виде клеточки (энергетической или квантовой ячейки) – □. Соответственно, для s – подуровня одна АО – □, для p – подуровня три АО – □□□, для d – подуровня пять АО – □□□□□, для f – подуровня семь АО – □□□□□□□.

Изучение тонкой структуры атомных спектров показало, что, кроме различия размеров облаков, их формы и характера расположения в пространстве относительно друг друга, электроны различаются спином. Упрощенно спин можно представить как собственное вращение электрона вокруг своей оси (от англ. spin – веретено).

Спиновое квантовое число ms характеризует собственный момент количества движения электрона, обусловленный его движением вокруг своей оси; ms =±.

Знаки “+” и “–“ соответствуют различным направлениям вращения электрона – по или против часовой стрелки. Электроны с разными спинами называются антипараллельными или спаренными и обозначаются противоположно направленными стрелками ↑↓. Неспаренный электрон изображается одной стрелкой.

Итак, состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами: n, l, ml и ms.

2.6. Электронные конфигурации (формулы) элементов

Запись распределения электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям получила название электронной конфигурации (формулы) элемента. Обычно электронная формула приводится для основного состояния атома. В случае, если один или несколько электронов находятся в возбужденном состоянии, то и электронная формула будет характеризовать возбужденное состояние атома. При записи электронной формулы указывают цифрами номер энергетического уровня, равный главному квантовому числу (n), буквами показывают подуровни или тип орбиталей (s, p, d, или f), а степень буквенных обозначений подуровней обозначает число электронов в данном подуровне.

Например, электронная конфигурация водорода 1H-1s1, лития -

3Li – 1s2 2s1, титана 22Ti – 1s22s22p6 3s23p64s23d2.

Очень часто структуру электронных оболочек изображают с помощью квантовых ячеек – это так называемые графические электронные формулы или схемы. Каждая такая ячейка обозначается клеткой: клетка – орбиталь, стрелка – электрон, направление стрелки – направление спина, свободная клетка – свободная орбиталь. Например:

4Be – 1s22s2 ;

4Be – графическая формула

2p

2s

1s

или в строчку

4Be,

1s 2s 2p

s

или n=1 p

n=2

Во избежание громоздких записей обычно графические формулы пишут для подуровней с валентными электронами. Например:

17Cl – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5; p – элемент1,

17Cl … - валентные электроны;

3s 3p

22Ti – 1s22s22p63s23p64s23d2; d – элемент,

22Ti … -валентные электроны.

4s 3d

2.7. Порядок заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах

Последовательность заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах определяют:

1)  принцип наименьшей энергии;

2)  правило Клечковского;

3)  принцип запрета Паули;

4)  правило Гунда.

Принцип наименьшей энергии: максимуму устойчивости системы соответствует минимум её энергии.

Следовательно, в соответствии с данным принципом электроны будут вначале располагаться на атомных орбиталях, имеющих минимальную энергию, в этом случае связь электронов с ядром наиболее прочная и атомная система находится в состоянии максимальной устойчивости.

В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от более далеко расположенных электронов. Поэтому последовательность возрастания энергии орбиталей усложняется.

Порядок возрастания энергии атомных орбиталей в сложных атомах описывается правилом Клечковского: при увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n.

Соответственно этому правилу подуровни выстраиваются в следующий ряд (рис. 2.4.): 1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈5d<6p<7s≈5f≈6d.

Например:

Подуровни	3d	4s	4p
n	3	4	4
l	2	0	1
n+l	5	4	5

Порядок заполнения: 4s, 3d, 4p.

Исключение составляют d и f – элементы с полностью и наполовину заполненными подуровнями, у которых наблюдается так называемый провал электронов, например: Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt (это явление будет рассмотрено позднее).

Принцип запрета Паули гласит: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел.

Согласно этому принципу, на одной орбитали, характеризуемой определенными значениями трех квантовых чисел n, l и ml, могут находиться только два электрона, отличающихся значением спинового квантового числа ms, а именно ms=+ и ms=­­ –, т. е. спины которых противоположно направлены. Это можно символически представить следующей схемой.