Cómo distribuir electrones en capas. Distribución de electrones por niveles de energía
La distribución de electrones sobre los niveles de energía explica las propiedades metálicas y no metálicas de cualquier elemento.
fórmula electrónica
Existe una cierta regla según la cual las partículas negativas libres y emparejadas se colocan en niveles y subniveles. Consideremos con más detalle la distribución de electrones sobre los niveles de energía.Solo hay dos electrones en el primer nivel de energía. El llenado del orbital con ellos se realiza a medida que aumenta el suministro de energía. La distribución de electrones en un átomo de un elemento químico corresponde a un número ordinal. Los niveles de energía con el número mínimo tienen la fuerza de atracción de electrones de valencia hacia el núcleo más pronunciada.
Un ejemplo de compilación de una fórmula electrónica.
Considere la distribución de electrones sobre los niveles de energía utilizando el ejemplo de un átomo de carbono. Su número de serie es 6, por lo tanto, en el interior del núcleo hay seis protones cargados positivamente. Dado que el carbono es un representante del segundo período, se caracteriza por la presencia de dos niveles de energía. El primero tiene dos electrones, el segundo tiene cuatro.La regla de Hund explica la ubicación en una celda de solo dos electrones que tienen espines diferentes. Hay cuatro electrones en el segundo nivel de energía. Como resultado, la distribución de electrones en un átomo de un elemento químico tiene la siguiente forma: 1s22s22p2.
Existen ciertas reglas según las cuales se produce la distribución de electrones en subniveles y niveles.
principio de pauli
Este principio fue formulado por Pauli en 1925. El científico estipuló la posibilidad de colocar en el átomo solo dos electrones que tengan los mismos números cuánticos: n, l, m, s. Tenga en cuenta que la distribución de electrones sobre los niveles de energía se produce a medida que aumenta la cantidad de energía libre.
La regla de Klechkovsky
El llenado de los orbitales de energía se realiza según el aumento de los números cuánticos n + l y se caracteriza por un aumento de la reserva de energía.Considere la distribución de electrones en un átomo de calcio.
En el estado normal, su fórmula electrónica es la siguiente:
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
Para elementos de subgrupos similares relacionados con elementos d y f, hay una "falla" de un electrón desde un subnivel externo, que tiene una reserva de energía más baja, al subnivel d o f anterior. Un fenómeno similar es típico del cobre, la plata, el platino y el oro.
La distribución de electrones en un átomo implica el llenado de subniveles con electrones desapareados que tienen los mismos espines.
Solo después del llenado completo de todos los orbitales libres con electrones individuales, las celdas cuánticas se complementan con segundas partículas negativas dotadas de espines opuestos.
Por ejemplo, en el estado no excitado del nitrógeno:
1s2 2s2 2p3.
Las propiedades de las sustancias están influenciadas por la configuración electrónica de los electrones de valencia. Por su número, puede determinar la valencia más alta y más baja, la actividad química. Si un elemento está en el subgrupo principal de la tabla periódica, puede usar el número de grupo para componer un nivel de energía externo, determinar su estado de oxidación. Por ejemplo, el fósforo, que está en el quinto grupo (el subgrupo principal), contiene cinco electrones de valencia, por lo tanto, es capaz de aceptar tres electrones o ceder cinco partículas a otro átomo.
Todos los representantes de los subgrupos secundarios de la tabla periódica actúan como excepciones a esta regla.
Funciones familiares
Dependiendo de qué estructura tenga el nivel de energía externo, hay una división de todos los átomos neutros incluidos en la tabla periódica en cuatro familias:- Los elementos s están en el primer y segundo grupo (subgrupos principales); la familia p está ubicada en los grupos III-VIII (subgrupos A); los elementos d se pueden encontrar en subgrupos similares de los grupos I-VIII; la familia f Está formado por actínidos y lantánidos.
Los elementos d en el estado no excitado tienen electrones de valencia tanto en el último subnivel s como en el penúltimo subnivel d.
Conclusión
El estado de cualquier electrón en un átomo se puede describir utilizando un conjunto de números básicos. Dependiendo de las características de su estructura, podemos hablar de una cierta cantidad de energía. Usando la regla de Hund, Klechkovsky, Pauli para cualquier elemento incluido en la tabla periódica, puedes hacer una configuración de un átomo neutro.La reserva de energía más pequeña en el estado no excitado la poseen los electrones ubicados en los primeros niveles. Cuando se calienta un átomo neutro, se observa la transición de electrones, que siempre va acompañada de un cambio en el número de electrones libres, conduce a un cambio significativo en el estado de oxidación del elemento, un cambio en su actividad química.
Si partículas idénticas tienen los mismos números cuánticos, entonces su función de onda es simétrica con respecto a la permutación de partículas. De ello se deduce que dos fermiones idénticos incluidos en un sistema no pueden estar en los mismos estados, porque para los fermiones, la función de onda debe ser antisimétrica. Resumiendo los datos experimentales, V. Pauli formó principio excepciones , por lo cual Los sistemas de fermiones se encuentran en la naturaleza. solo en estados,descrito por funciones de onda antisimétricas(formulación mecánica cuántica del principio de Pauli).
De esta disposición se sigue una formulación más simple del principio de Pauli, que fue introducido por él en Teoría cuántica(1925) incluso antes de la construcción mecánica cuántica: en un sistema de fermiones idénticos dos de ellos no pueden simultáneamente estar en el mismo estado . Tenga en cuenta que el número de bosones idénticos en el mismo estado no está limitado.
Recuerde que el estado de un electrón en un átomo está determinado únicamente por el conjunto cuatro números cuánticos :
principal norte ;
orbital yo 
, por lo general estos estados denotan 1 s, 2d, 3F;
magnético ();
· espín magnético ().
La distribución de electrones en un átomo ocurre de acuerdo con el principio de Pauli, que se puede formular para un átomo en la forma más simple: en un mismo átomo no puede haber más de un electrón con el mismo conjunto de cuatro números cuánticos: norte, yo, , :
Z (norte, yo, , ) = 0 o 1,
dónde Z (norte, yo, , ) es el número de electrones en un estado cuántico, descrito por un conjunto de cuatro números cuánticos: norte, yo, , . Así, el principio de Pauli establece, que dos electrones ,unidos en el mismo átomo difieren en valor ,al menos ,un número cuántico .
El número máximo de electrones en estados descritos por un conjunto de tres números cuánticos norte, yo y metro, y difiere solo en la orientación de los espines de los electrones es igual a:
| , | (8.2.1) |
porque el número cuántico de espín solo puede tomar dos valores 1/2 y –1/2.
El número máximo de electrones que están en estados determinados por dos números cuánticos norte y yo:
 .
|
(8.2.2) |
En este caso, el vector del momento angular orbital del electrón puede tomar en el espacio (2 yo+ 1) diferentes orientaciones (Fig. 8.1).
El número máximo de electrones en estados determinados por el valor del número cuántico principal norte, es igual a:
 .
|
(8.2.3) |
El conjunto de electrones en un átomo multielectrónico.,con el mismo número cuántico principal n,llamó capa electrónica o capa .
En cada una de las capas, los electrones se distribuyen a lo largo subcapas correspondiente a este yo.
área de espacio,en el que hay una alta probabilidad de encontrar un electrón, llamó subcapa o orbital . La vista de los principales tipos de orbitales se muestra en la fig. 8.1.
Dado que el número cuántico orbital toma valores de 0 a , el número de subcapas es igual al número ordinal norte conchas El número de electrones en una subcapa está determinado por los números cuánticos de espín magnético y magnético: el número máximo de electrones en una subcapa con una determinada yo es igual a 2(2 yo+ 1). Las designaciones de las capas, así como la distribución de electrones sobre las capas y subcapas, se dan en la Tabla. una.
tabla 1
| Número cuántico principal norte |
|||||||||||||||
| símbolo de concha |
|||||||||||||||
| Número máximo de electrones en la capa |
|||||||||||||||
| Número cuántico orbital yo |
|||||||||||||||
| Carácter de subcapa |
|||||||||||||||
| Número máximo electrones en subcapa |
|||||||||||||||
La distribución de electrones en un átomo se realiza de acuerdo con 3 disposiciones de la mecánica cuántica: el principio de Pauli; el principio de energía mínima; Regla de Hund.
Según el principio de Pauli Un átomo no puede tener dos electrones con los mismos valores de los cuatro números cuánticos. El principio de Pauli determina el número máximo de electrones en un orbital, nivel y subnivel. Dado que AO se caracteriza por tres números cuánticos n, l, ml, los electrones de un orbital dado pueden diferir solo en el número cuántico de espín milisegundo. Pero milisegundo solo puede tener dos valores +½ y -½.
Por lo tanto, no más de dos electrones con giros opuestos pueden estar en un orbital. El número máximo de electrones en un nivel de energía se define como 2 norte 2 , y en el subnivel - como 2 (2 yo+1). El número máximo de electrones ubicados en diferentes niveles y subniveles se dan en la Tabla. 2.1.
Número máximo de electrones en niveles y subniveles cuánticos
| Nivel de energía | Subnivel de energía | Posibles valores del número cuántico magnético ml | Número de JSC en | Número máximo de electrones por | ||
| subnivel | nivel | subnivel | nivel | |||
| k (norte= 1) | s (yo= 0) | |||||
| L (norte= 2) | s (yo= 0) pags (yo= 1) | -1, 0, 1 | ||||
| METRO (norte= 3) | s (yo= 0) pags (yo= 1) d (yo= 2) | -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 | ||||
| norte (norte= 4) | s (yo= 0) pags (yo= 1) d (yo= 2) F (yo= 3) | -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 |
La secuencia de llenado de orbitales con electrones se lleva a cabo de acuerdo con principio de mínima energía, por lo cual los electrones llenan los orbitales en orden creciente de nivel de energía de los orbitales. El orden de los orbitales en términos de energía está determinado por La regla de Klechkovsky : un aumento en la energía y, en consecuencia, el llenado de los orbitales se produce en el orden de suma creciente (n + l), y con una suma igual (n + l), en orden creciente de n.
El orden de distribución de los electrones sobre los niveles y subniveles de energía en la capa de un átomo. lo llamó Configuración electrónica. Al escribir una configuración electrónica, el número de nivel (número cuántico principal) se indica con los números 1, 2, 3, 4 ..., el subnivel (número cuántico orbital), con letras s, p, d, f. El número de electrones en un subnivel se indica mediante un número, que está escrito en la parte superior del símbolo del subnivel. Por ejemplo, la configuración electrónica de un átomo de azufre es 16 S 1 s 2 2s 2 2pags 6 3s 2 3pags 4 y vanadio 23 V 1 s 2 2s 2 2pags 6 3s 2 3pags 6 3d°/i> 3 4 s 2 .
Las propiedades químicas de los átomos están determinadas principalmente por la estructura de los niveles de energía externos, que se denominan valencia. Los niveles de energía completados no participan en la interacción química. Por lo tanto, por brevedad, a menudo se denotan con el símbolo del gas noble anterior por brevedad. Entonces, para azufre: 3 s 2 3pags cuatro; para vanadio: 3 d 3 4s 2. Al mismo tiempo, la notación abreviada destaca claramente los electrones de valencia que determinan Propiedades químicasátomos del elemento.
Dependiendo de qué subnivel en el átomo se llene en último lugar, todos elementos químicos se dividen en 4 familias electrónicas: s-, p-, d-, f- elementos. Los elementos cuyos átomos son los últimos en llenar el subnivel s del nivel exterior se denominan elementos s. A s- los elementos son valencia s-electrones del nivel de energía exterior.
A p-elementos el p-subnivel del nivel exterior se rellena en último lugar. Tienen electrones de valencia en pags- y s- subniveles de la capa exterior. A elementos d, el subnivel d del nivel preexterno se llena en último lugar y la valencia son s- electrones del exterior y d- electrones de los niveles de energía preexternos. A elementos f, el subnivel f del tercer nivel de energía exterior se llena en último lugar.
La configuración electrónica de un átomo también se puede representar en forma de esquemas de colocación de electrones en celdas cuánticas, que son una representación gráfica del orbital atómico. Cada celda cuántica no puede contener más de dos electrones con espines en direcciones opuestas. El orden de colocación de los electrones dentro de un subnivel está determinado por la regla de Hund: dentro de un subnivel, los electrones están dispuestos de modo que su espín total sea máximo. En otras palabras, los orbitales de un subnivel dado se llenan primero con un electrón con los mismos espines y luego con el segundo electrón con espines opuestos.
giro total R- electrones del tercer nivel de energía del átomo de azufre S milisegundo= ½ - ½ + ½ + ½ = 1; d- electrones del átomo de vanadio -
S milisegundo\u003d ½ + ½ + ½ \u003d 3 / 2.
A menudo, no se representa gráficamente la fórmula electrónica completa, sino solo los subniveles en los que se encuentran los electrones de valencia, por ejemplo,
16S…3 s 2 3pags cuatro; 23V…3 d 3 4s 2 .
En una representación gráfica de la configuración electrónica de un átomo en un estado excitado, junto con los llenos, se representan los orbitales de valencia vacantes. Por ejemplo, en el átomo de fósforo en el tercer nivel de energía hay uno s-AO, tres R-ao y cinco d-AO. La configuración electrónica del átomo de fósforo en estado fundamental tiene la forma
15 R… 3 s 2 3pags 3 .
La valencia del fósforo, determinada por el número de electrones desapareados, es 3. Cuando un átomo pasa a un estado excitado, los electrones del estado 3 se desaparean. s y uno de los electrones s-el subnivel puede ir a d-subnivel:
D*… 3 s2 3pags 3 3d 1
En este caso, la valencia del fósforo cambia de tres (PCl 3) en estado fundamental a cinco (PCl 5) en estado excitado.
Cada electrón en un átomo se mueve, en primera aproximación, en un campo no coulombiano centralmente simétrico. En este caso, el estado de un electrón está determinado por tres números cuánticos, cuyo significado físico se aclaró en el § 28. En relación con la existencia de un espín del electrón, se debe sumar a los números cuánticos indicados un número cuántico que puede tomar valores y determina la proyección del espín en la dirección dada. En lo que sigue, para el número cuántico magnético, utilizaremos la notación para enfatizar el hecho de que este número determina la proyección del momento angular orbital, cuyo valor viene dado por el número cuántico l.
Así, el estado de cada electrón en un átomo se caracteriza por cuatro números cuánticos:
La energía de un estado depende principalmente de los números.
Además, existe una débil dependencia de la energía con los números, ya que sus valores están relacionados con la orientación mutua de los momentos, de los cuales depende la magnitud de la interacción entre los momentos magnéticos orbitales e intrínsecos del electrón. La energía de un estado aumenta más fuertemente con un número creciente que con un número creciente. Por lo tanto, como regla general, un estado con uno grande tiene, independientemente del valor, más energía.
En el estado normal (no excitado) de un átomo, los electrones deben ubicarse en los niveles de energía más bajos disponibles para ellos. Por lo tanto, parecería que en cualquier átomo en estado normal, todos los electrones deberían estar en el estado y los términos básicos de todos los átomos deberían ser del tipo -término, pero la experiencia demuestra que esto no es así.
La explicación de los tipos de términos observados es la siguiente. De acuerdo con una de las leyes de la mecánica cuántica, llamada principio de Pauli, en el mismo átomo (o en cualquier otro sistema cuántico) no puede haber dos electrones que tengan el mismo conjunto de números cuánticos. En otras palabras, dos electrones no pueden estar en el mismo estado al mismo tiempo.
En el § 28 se demostró que lo dado corresponde a estados que difieren en los valores de l y el número cuántico puede tomar dos valores: Por tanto, no más de electrones pueden estar en estados con un valor dado:
Un conjunto de electrones que tienen los mismos valores del número cuántico, forma una capa. Las capas se subdividen en subcapas que difieren en el valor del número cuántico l. De acuerdo con el significado, las conchas reciben designaciones tomadas de la espectroscopia de rayos X:
Tabla 36.1
La división de los posibles estados de un electrón en un átomo en capas y subcapas se muestra en la Tabla. 36.1, en el que se utilizan símbolos en lugar de símbolos para mayor claridad: . Las subcapas, como se indica en la tabla, se pueden designar de dos formas (por ejemplo, cualquiera).
Cada orbital atómico corresponde a una determinada energía. El orden de los AO en energía está determinado por dos reglas de Klechkovsky:
1) la energía de un electrón está determinada principalmente por los valores del principal (n) y orbital ( yo) números cuánticos, por lo que primero los electrones llenan esos subniveles para los cuales la suma (n + yo) menos.
Por ejemplo, se podría suponer que el subnivel 3d tiene menos energía que 4s. Sin embargo, según la regla de Klechkovsky, la energía del estado 4s es menor que 3d, porque para 4s la suma (n + yo) = 4 + 0 = 4, y para 3d - (n + yo) = 3 + 2 = 5.
2) Si la suma (n + yo) es igual para dos subniveles (por ejemplo, para los subniveles 3d y 4p esta suma es igual a 5), el nivel con el menor norte. Por lo tanto, la formación de los niveles de energía de los átomos de los elementos del cuarto período ocurre en la siguiente secuencia: 4s - 3d - 4p. Por ejemplo:
21 Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 , 31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
Así, teniendo en cuenta las reglas de Klechkovsky, la energía de los orbitales atómicos aumenta según la serie
1s< 2s < 2p < 3 < 3p < 4s ≤3d< 4p < 5s ≤ 4d < 5p < 6s ≤ 4f ≤ 5d < 6p < 7s ≤ 5f ≤ 6d < 7p
Nota. El signo ≤ significa que las energías de AO están cerca, por lo que aquí es posible una violación de las reglas de Klechkovsky.
Usando esta serie, se puede determinar la estructura electrónica de cualquier átomo. Para hacer esto, debe agregar y colocar electrones secuencialmente en subniveles y orbitales atómicos. En este caso, es necesario tener en cuenta el principio de Pauli y las reglas de Two Hund.
3. Principio de Pauli determina la capacidad de AO: Un átomo no puede tener dos electrones con el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos.
En otras palabras, un AO caracterizado por tres números cuánticos puede acomodar solo dos electrones con espines opuestos, es decir para un AO es posible escribir dos opciones posibles su relleno:
un electrón y dos electrones ↓ .
En este caso, la dirección específica del espín de un electrón en el orbital no importa, solo es importante que los espines de dos electrones en un AO tengan signos opuestos. El principio de Pauli y la interdependencia entre los valores de n, yo, y m determinan el número máximo posible de electrones por orbital, subnivel y nivel (Tabla 2.4):
-en un AO - 2 electrón;
- en el subnivel yo- 2(2l+1) electrón;
- en el nivel n - 2n 2 electrones
Cuadro 2.4
distribución de electrones
por niveles de energía, subniveles y orbitales
| Nivel de energía | Número cuántico principal | Subnivel de energía | orbitales atómicos | Número máximo de electrones | |
| subnivel | nivel | ||||
| 1 | s( yo= 0) | ||||
| s( yo= 0) | |||||
| 2 | pags( yo= 1) | ||||
| s( yo= 0) | |||||
| 3 | pags( yo= 1) | ||||
| d( yo=2) |
4. Las reglas de Two Hund describen el orden en que los electrones llenan el AO de un subnivel:
La primera regla: en un subnivel dado, los electrones tienden a llenar estados de energía (AO) de tal forma que la suma de sus espines en valor absoluto es máxima. En este caso, la energía del sistema es mínima.
Por ejemplo, considere la configuración electrónica de un átomo de carbono. El número atómico de este elemento es 6. Esto significa que hay 6 electrones en el átomo y están ubicados en 2 niveles de energía (el átomo de carbono está en el segundo período), es decir 1s 2 2s 2 2p 2 . Gráficamente, el subnivel 2p se puede representar de tres formas:
metro 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1
A B C
La cantidad de giros en la opción. a es igual a cero en opciones b y en la suma de los espines es: ½ +½ = 1 (dos electrones apareados siempre suman cero, por lo que tenemos en cuenta los electrones no apareados).
Al elegir entre opciones b y en seguir la segunda regla de Hund : el estado con la suma máxima (en valor absoluto) de números cuánticos magnéticos tiene la energía mínima.
Según la regla de Hund, la opción tiene una ventaja b(la suma de |1+ 0| es igual a 1) , ya que en la variante en suma |+1–1| es igual a 0
Definamos, por ejemplo, la fórmula electrónica del elemento vanadio (V). Dado que su número atómico es Z = 23, se deben colocar 23 electrones en subniveles y niveles (son cuatro, ya que el vanadio está en el cuarto período). Completamos secuencialmente: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 (niveles y subniveles inconclusos subrayados). La colocación de electrones en 3d-AO según la regla de Hund será:
Para el selenio (Z = 34), la fórmula electrónica completa es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4, el cuarto nivel está incompleto.
Llenar este subnivel según la regla de Hund: 4p
Los electrones de los últimos niveles y subniveles desocupados desempeñan un papel especial en la química, que se denominan valencia(en las fórmulas V, Se están subrayados). Por ejemplo, en el vanadio estos son los electrones del cuarto nivel vacío 4s 2 y el subnivel vacío 3d 3 , es decir 5 electrones serán de valencia 4s 2 3d 3 ; el selenio tiene 6 electrones 4s 2 4p 4 .
Por el nombre del último subnivel a llenar, los elementos se denominan elementos s, elementos p, elementos d y elementos f.
Las fórmulas de los electrones de valencia encontrados de acuerdo con las reglas descritas se denominan canónico. De hecho, las fórmulas reales determinadas a partir de experimentos o cálculos mecánicos cuánticos difieren algo de las canónicas, ya que A veces se violan las reglas de Klechkovsky, el principio de Pauli y las reglas de Gund. Las razones de estas violaciones se discuten a continuación.
Ejemplo 1. Escribir la fórmula electrónica de un átomo de un elemento de número atómico 16. Dibujar gráficamente los electrones de valencia y caracterizar uno de ellos mediante números cuánticos.
Solución. El número atómico 16 tiene un átomo de azufre. Por lo tanto, la carga nuclear es 16, en general, el átomo de azufre contiene 16 electrones. La fórmula electrónica del átomo de azufre se escribe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. (Electrones de valencia subrayados).
Fórmula gráfica de los electrones de valencia: 
El estado de cada electrón en un átomo se caracteriza por cuatro números cuánticos. La fórmula electrónica da los valores del número cuántico principal y el número cuántico orbital. Entonces, para un electrón marcado, el estado 3p significa que n = 3 y yo= 1(pag). La fórmula gráfica da el valor de dos números cuánticos más: magnético y de espín. Para el electrón marcado m = -1 y s = 1/2.
Ejemplo 2. Caracterice los electrones de valencia del átomo de escandio mediante cuatro números cuánticos.
Solución. Scandium está en el cuarto período, es decir, la última capa cuántica es la cuarta, en el 3er grupo, es decir tres electrones de valencia.
La fórmula electrónica de los electrones de valencia es: 4s 2 3d 1 .
Fórmula gráfica: 