Як розподіляти електрони за шарами. Розподіл електронів за енергетичними рівнями
Розподіл електронів за енергетичними рівнями пояснює металеві, і навіть неметалеві властивості будь-яких елементів.
Електронна формула
Існує певне правило, згідно з яким і розміщуються вільні та спарені негативні частинки на рівнях та підрівнях. Розглянемо докладніше розподіл електронів за енергетичними рівнями.На першому енергетичному рівні розташовується лише два електрони. Заповнення ними орбіталі здійснюється зі збільшенням запасу енергії. Розподіл електронів в атомі хімічного елемента відповідає порядковий номер. У енергетичних рівнів із мінімальним номером максимально виражена сила тяжіння валентних електронів до ядра.
Приклад складання електронної формули
Розглянемо розподіл електронів за енергетичними рівнями з прикладу атома вуглецю. Його порядковий номер 6, отже, всередині ядра розташовується шість протонів, що мають позитивний заряд. З огляду на те, що вуглець є представником другого періоду, для нього характерна наявність двох енергетичних рівнів. На першому розташовується два електрони, на другому – чотири.Правило Хунда пояснює розташування в одному осередку лише двох електронів, які мають різні спини. На другому енергетичному рівні знаходиться чотири електрони. Через війну розподіл електронів у атомі хімічного елемента має такий вид: 1s22s22p2.
Існують певні правила, згідно з якими відбувається розподіл електронів за підрівнями та рівнями.
Принцип Паулі
Цей принцип було сформульовано Паулі у 1925 році. Вчений обмовив можливість розміщення в атомі лише двох електронів, які мають однакові квантові числа: n, l, m, s. Зазначимо, що розподіл електронів за енергетичними рівнями відбувається зі збільшенням запасу вільної енергії.
Правило Клечковського
Заповнення енергетичних орбіталей здійснюється відповідно до зростання квантових чисел n + l і характеризується збільшенням енергетичного запасу.Розглянемо розподіл електронів у атомі кальцію.
У нормальному стані його електронна формула має такий вигляд:
Са 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
У елементів подібних підгруп, що відносяться до d-і f-елементів, спостерігається провал електрона із зовнішнього підрівня, що має менший запас енергії, на попередній d-або f-підрівень. Подібне явище притаманно міді, срібла, платини, золота.
Розподіл електронів в атомі передбачає заповнення підрівнів неспареними електронами, які мають однакові спини.
Тільки після повного заповнення всіх вільних орбіталей одиночними електронами відбувається доповнення квантових осередків іншими негативними частинками, наділеними протилежними спинами.
Наприклад, у незбудженому стані у азоту:
1s2 2s2 2p3.
На властивості речовин впливає електронна конфігурація валентних електронів. За їхньою кількістю можна визначити найвищу та нижчу валентність, хімічну активність. Якщо елемент перебуває у головній підгрупі таблиці Менделєєва, можна за номером групи скласти зовнішній енергетичний рівень, визначити його ступеня окислення. Наприклад, у фосфору, який знаходиться в п'ятій групі (головній підгрупі), міститься п'ять валентних електронів, отже, він здатний приймати три електрони або віддавати п'ять частинок іншому атому.
Як виняток із цього правила виступають усі представники побічних підгруп таблиці Менделєєва.
Особливості сімейств
Залежно від того, яка будова має зовнішній енергетичний рівень, існує підрозділ всіх нейтральних атомів, що входять до таблиці Менделєєва, на чотири сімейства:- s-елементи знаходяться в першій і другій групах (головних підгрупах); p-сімейство розташовується в III-VIII групах (А підгрупах); d-елементи можна знайти в подібних підгрупах з I-VIII групи;
У d-елементів у збудженому стані є валентні електрони і на останньому s-, і на передостанньому d-підрівні.
Висновок
Стан будь-якого електрона атомі можна описати за допомогою набору основних чисел. Залежно від особливостей його будови, можна говорити про певний запас енергії. Користуючись правилом Хунда, Клечковського, Паулі будь-якого елемента, що входить у таблицю Менделєєва, можна скласти конфігурацію нейтрального атома.Найбільший запас енергії в незбудженому стані мають електрони, розташовані на перших рівнях. При нагріванні нейтрального атома спостерігається перехід електронів, що завжди супроводжується зміною кількості вільних електронів, що призводить до суттєвої зміни показника ступеня окислення елемента, зміни його хімічної активності.
Якщо тотожні частки мають однакові квантові числа, їх хвильова функція симетрична щодо перестановки частинок. Звідси випливає, що два однакових ферміони, що входять в одну систему, не можуть перебувати в однакових станах, т.к. для ферміонів хвильова функція має бути антисиметричною. Узагальнюючи досвідчені дані, В. Паулі сформував принцип винятки , згідно якому системи ферміонів зустрічаються у природі тільки в станах,описуваних антисиметричними хвильовими функціями(квантово-механічне формулювання принципу Паулі).
З цього положення випливає простіша формулювання принципу Паулі, яка і була введена їм у квантову теорію(1925 р.) ще до побудови квантової механіки: у системі однакових ферміонів будь-які два з них не можуть одночасно перебувати в тому самому стані . Зазначимо, що кількість однакових бозонів, що знаходяться в тому самому стані, не лімітується.
Нагадаємо, що стан електрона в атомі однозначно визначається набором чотирьох квантових чисел :
· Головного n ;
· Орбітального l 
зазвичай ці стани позначають 1 s, 2d, 3f;
· Магнітного ();
· Магнітного спинового ().
Розподіл електронів в атомі відбувається за принципом Паулі, який може бути сформульований для атома в найпростішому вигляді: в тому самому атомі не може бути більше одного електрона з однаковим набором чотирьох квантових чисел: n, l, , :
Z (n, l, , ) = 0 або 1,
де Z (n, l, , ) - число електронів, що знаходяться в квантовому стані, що описуються набором чотирьох квантових чисел: n, l, , . Таким чином, принцип Паулі стверджує, що два електрони ,пов'язані в тому самому атомі відрізняються значеннями ,принаймні ,одного квантового числа .
Максимальна кількість електронів, що перебувають у станах, що описуються набором трьох квантових чисел n, lі m, і відмінних тільки орієнтацією спинів електронів одно:
| , | (8.2.1) |
бо спинове квантове число може набувати лише два значення 1/2 і –1/2.
Максимальна кількість електронів, що перебувають у станах, визначених двома квантовими числами nі l:
 .
|
(8.2.2) |
При цьому вектор орбітального моменту імпульсу електрона може приймати у просторі (2 l+ 1) різних орієнтацій (рис. 8.1).
Максимальна кількість електронів, що у станах, визначених значенням головного квантового числа n, рівно:
 .
|
(8.2.3) |
Сукупність електронів у багатоелектронному атомі,мають одне й те саме головне квантове число n,називається електронною оболонкоюабо шаром .
У кожній з оболонок електрони розподіляються по підболочкам , відповідним даному l.
Область простору,у якій висока ймовірність виявити електрон, називають підболочкою або орбіталлю . Вид основних типів орбіталей показано на рис. 8.1.
Оскільки орбітальне квантове число набирає значення від 0 до , число підболочок дорівнює порядковому номеру nоболонки. Кількість електронів у підболочці визначається магнітним і магнітним спіновим квантовими числами: максимальна кількість електронів у підболочці з даними lодно 2(2 l+ 1). Позначення оболонок, а також розподіл електронів за оболонками та підболочками наведено в табл. 1.
Таблиця 1
| Головне квантове число n |
|||||||||||||||
| Символ оболонки |
|||||||||||||||
| Максимальна кількість електронів в оболонці |
|||||||||||||||
| Орбітальне квантове число l |
|||||||||||||||
| Символ підболочки |
|||||||||||||||
| Максимальна кількість електронів у підболочці |
|||||||||||||||
Розподіл електронів в атомі здійснюється відповідно до 3 положень квантової механіки: принципом Паулі; принципом мінімальної енергії; правилом Хунда.
Відповідно до принципу Паулі в атомі може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел.Принцип Паулі визначає максимальну кількість електронів на одній орбіталі, рівні та підрівні. Оскільки АТ характеризується трьома квантовими числами n, l, ml, Електрони цієї орбіталі можуть відрізнятися тільки спіновим квантовим числом ms. Але msможе мати лише два значення +½ та -½.
Отже, однією орбіталі може бути трохи більше двох електронів з протилежно спрямованими спинами . Максимальна кількість електронів на енергетичному рівні визначається як 2 n 2 , а на підрівні - як 2 (2 l+1). Максимальне число електронів, що розміщуються на різних рівнях та підрівнях, наведено в табл. 2.1.
Максимальна кількість електронів на квантових рівнях та підрівнях
| Енергетичний рівень | Енергетичний підрівень | Можливі значення магнітного квантового числа ml | Число АТ в | Максимальна кількість електронів на | ||
| підрівні | рівні | підрівні | рівні | |||
| K (n= 1) | s (l= 0) | |||||
| L (n= 2) | s (l= 0) p (l= 1) | -1, 0, 1 | ||||
| M (n= 3) | s (l= 0) p (l= 1) d (l= 2) | -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 | ||||
| N (n= 4) | s (l= 0) p (l= 1) d (l= 2) f (l= 3) | -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 |
Послідовність заповнення електронами орбіталей здійснюється відповідно до принципом мінімальної енергії, згідно якому електрони заповнюють орбіталі у порядку підвищення рівня енергії орбіталей.Черговість орбіталей з енергії визначається правилом Клечковського : збільшення енергії, і, заповнення орбіталей відбувається у порядку зростання суми (n + l), а при рівній сумі (n + l) - у порядку зростання n.
Порядок розподілу електронів за енергетичними рівнями та підрівнями в оболонці атоманазивається його електронною конфігурацією. При записі електронної конфігурації номер рівня (головне квантове число) позначають цифрами 1, 2, 3, 4, підрівень (орбітальне квантове число) - буквами s, p, d, f. Число електронів у підрівні позначається цифрою, яка записується у символі підрівня. Наприклад, електронна конфігурація атома сірки має вигляд 16 S 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 , а ванадія 23 V 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d°/i> 3 4 s 2 .
Хімічні властивості атомів визначаються, в основному, будовою зовнішніх енергетичних рівнів, які називаються валентними. Цілком завершені енергетичні рівні у хімічній взаємодії не беруть участі. Тому часто для стислості запису електронної конфігурації атома їх позначають символом попереднього благородного газу. Так, для сірки: 3 s 2 3p 4; для ванадію: 3 d 3 4s 2 . Одночасно скорочений запис наочно виділяє валентні електрони, що визначають Хімічні властивостіатомів елемент.
Залежно від того, який рівень в атомі заповнюється в останню чергу, все хімічні елементиділяться на 4 електронних сімейства: s-, p-, d-, f -елементи. Елементи, в атомів яких в останню чергу заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня, називаються s-елементами. У s-елементів валентними є s-Електрони зовнішнього енергетичного рівня.
У р-елементів останнім заповнюється р-підрівень зовнішнього рівня. У них валентні електрони розташовані на p-і s-підрівнях зовнішнього рівня. У d-елементів в останню чергу заповнюється d-підрівень попереднього рівнята валентними є s-електрони зовнішнього та d-електрони переднього енергетичного рівнів. У f-елементів останнім заповнюється f-підрівень третього зовні енергетичного рівня.
Електронна конфігурація атома може бути зображена у вигляді схем розміщення електронів у квантових осередках, які є графічним зображенням атомної орбіталі. У кожному квантовому осередку може бути не більше двох електронів із протилежно спрямованими спинами. Порядок розміщення електронів у межах одного підрівня визначається правилом Хунду: в межах підрівня електрони розміщуються так, щоб їх сумарний спин був максимальним.Іншими словами, орбіталі даного підрівня заповнюються спочатку по одному електрону з однаковими спинами, а потім по другому електрону з протилежними спинами.
Сумарний спин р-електронів третього енергетичного рівня атома сірки S ms= ½ - ½ + ½ + ½ = 1; d-електронів атома ванадію -
S ms= ½ + ½ + ½ = 3/2.
Часто графічно зображують не всю електронну формулу, а лише ті рівні, на яких знаходяться валентні електрони, наприклад,
16 S…3 s 2 3p 4; 23 V…3 d 3 4s 2 .
При графічному зображенні електронної конфігурації атома у збудженому стані поряд із заповненими зображують вакантні орбіталі валентні. Наприклад, в атомі фосфору на третьому енергетичному рівні є одна s-АТ, три р-АТ та п'ять d-АТ. Електронна конфігурація атома фосфору в основному стані має вигляд
15 Р… 3 s 2 3p 3 .
Валентність фосфору, яка визначається числом неспарених електронів, дорівнює 3. При переході атома в збуджений стан відбувається розпарювання електронів стану 3 sі один з електронів з s-підрівня може перейти на d-підрівень:
Р*… 3 s 2 3p 3 3d 1
При цьому валентність фосфору змінюється з трьох (РСl 3) в основному до п'яти (РCl 5) у збудженому стані.
Кожен електрон в атомі рухається в першому наближенні в центрально-симетричному некулонівському полі. значення та визначає проекцію спина на заданий напрямок. Надалі для магнітного квантового числа ми замість користуватися позначенням щоб підкреслити ту обставину, що це число визначає проекцію орбітального моменту, величина якого дається квантовим числом l.
Таким чином, стан кожного електрона в атомі характеризується чотирма квантовими числами:
Енергія стану залежить в основному від чисел.
Крім того, є слабка залежність енергії від чисел, оскільки їх значення пов'язані з взаємною орієнтацією моментів, від якої залежить величина взаємодії між орбітальним і власним магнітними моментами електрона. Енергія стану сильніше зростає зі збільшенням числа , ніж зі збільшенням Тому, як правило, стан з більшим володіє незалежно від значення більшої енергією.
У нормальному (незбудженому) стані атома електрони повинні розташовуватися на найнижчих доступних їм енергетичних рівнях. Тому, здавалося б, у будь-якому атомі в нормальному стані всі електрони повинні перебувати в стані, а основні терми всіх атомів повинні бути типу-термів. Однак досвід показує, що це не так.
Пояснення типів термів, що спостерігаються, полягає в наступному. Згідно з одним із законів квантової механіки, що називається принципом Паулі, в тому самому атомі (або в будь-якій іншій квантовій системі) не може бути двох електронів, які мають однакову сукупність квантових чисел. Іншими словами, в тому самому стані не можуть знаходитися одночасно два електрони.
У § 28 було показано, що цьому відповідає станів, що відрізняються значеннями l і Квантове число може приймати два значення: Тому в станах з цим значенням можуть знаходитися в атомі не більше електронів:
Сукупність електронів, що мають однакові значення квантового числа, утворює оболонку. Оболонки поділяються на подоболочки, що відрізняються значенням квантового числа l. Відповідно до значення оболонок дають позначення, запозичені зі спектроскопії рентгенівських променів:
Таблиця 36.1
Підрозділ можливих станів електрона в атомі на оболонки та підболочки показано в табл. 36.1, у якій замість позначень застосовні для наочності символи: . Подоболочки, як зазначено в таблиці, можуть бути позначені двома способами (наприклад, або ).
Кожній атомній орбіталі відповідає певна енергія. Порядок проходження АТ з енергії визначається двома правилами Клечковського:
1) енергія електрона в основному визначається значеннями головного (n) та орбітального ( l) квантових чисел, тому спочатку електронами заповнюються ті підрівні, для яких сума (n+ l) менше.
Наприклад, можна було б припустити, що 3d-підрівень енергії нижче, ніж 4s. Однак, згідно з правилом Клечковського, енергія 4s-стану менша, ніж 3d, тому що для 4s сума (n + l) = 4 + 0 = 4, а для 3d - (n + l) = 3 + 2 = 5.
2) У разі якщо сума (n + l) для двох підрівнів однакова (наприклад, для 3d- і 4p-підрівнів ця сума дорівнює 5), спочатку заповнюється електронами рівень з меншим n. Тому формування енергетичних рівнів атомів елементів четвертого періоду відбувається у такій послідовності: 4s – 3d – 4p. Наприклад:
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
Таким чином, з урахуванням правил Клечківського енергія атомних орбіталей зростає згідно з рядом
1s< 2s < 2p < 3 < 3p < 4s ≤3d< 4p < 5s ≤ 4d < 5p < 6s ≤ 4f ≤ 5d < 6p < 7s ≤ 5f ≤ 6d < 7p
Примітка. Знак ≤ означає, що енергії АТ близькі, тому тут можливе порушення правил Клечковського.
Користуючись цим рядом, можна визначити електронну будову будь-якого атома. Для цього потрібно послідовно додавати та розміщувати на підрівнях та атомних орбіталях електрони. При цьому необхідно враховувати принцип Паулі та два правила Хунду.
3. Принцип Паулівизначає ємність АТ: в атомі може бути двох електронів з однаковим набором всіх чотирьох квантових чисел.
Іншими словами, на одній АТ, що характеризується трьома квантовими числами, може розміститися лише два електрониіз протилежними спинами, тобто. для однієї АТ можна записати два можливі варіантиїї заповнення:
одним електроном та двома електронами ↓ .
При цьому конкретний напрямок спина для одного електрона на орбіталі немає значення, важливо лише, що спини для двох електронів на одній АТ мають протилежні знаки. Принцип Паулі та взаємозалежність між значеннями n, l, і m визначають максимально можливу кількість електронів на орбіталі, підрівні та рівні (табл. 2.4):
-на одній АТ - 2електрона;
- на підрівні l- 2(2l+1)електрона;
- на рівні n - 2n 2електронів.
Таблиця 2.4
Розподіл електронів
за енергетичними рівнями, підрівнями та орбіталями
| Енергетичний рівень | Головне квантове число | Енергетичний підрівень | Атомні орбіталі | Максимальна кількість електронів | |
| підрівень | рівень | ||||
| 1 | s ( l= 0) | ||||
| s ( l= 0) | |||||
| 2 | p ( l= 1) | ||||
| s ( l= 0) | |||||
| 3 | p ( l= 1) | ||||
| d ( l=2) |
4. Два правила Хунду описують порядок заповнення електронами АТ одного підрівня:
Перше правило: в даному підрівні електрони прагнуть заповнювати енергетичні стани (АТ) таким чином, щоб сума їх спинів за абсолютною величиною була максимальною. У цьому енергія системи мінімальна.
Наприклад, розглянемо електронну конфігурацію атома вуглецю. Атомний номер цього елемента дорівнює 6. Це означає, що у атомі 6 електронів і вони розташовані на 2-х енергетичних рівнях (атом вуглецю перебуває у другому періоді), тобто. 1s 2 2s 2 2p 2 . Графічно 2р-підрівень можна зобразити трьома способами:
m 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1
А Б В
Сума спинів у варіанті адорівнює нулю. У варіантах бі всума спинів дорівнює: ½ +½ = 1 (два спарені електрони в сумі завжди дають нуль, тому враховуємо неспарені електрони).
При виборі між варіантами бі вкеруємося другим правилом Хунда : мінімальної енергії має стан з максимальною (за абсолютною величиною) сумою магнітних квантових чисел.
Відповідно до правила Гунду, перевагу має варіант б(Сума | 1 + 0 | дорівнює 1) , так як у варіанті всума |+1-1| дорівнює 0.
Визначимо, наприклад, електронну формулу елемента ванадію (V). Оскільки його атомний номер Z = 23, потрібно розмістити на підрівнях і рівнях (їх чотири, оскільки ванадій перебуває у четвертому періоді) 23 електрона. Послідовно заповнюємо: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 (підкреслено незакінчені рівні та підрівні). Розміщення електронів на 3d-АТ за правилом Гунда буде:
Для селену (Z = 34) повна електронна формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4, незакінченим є четвертий рівень.
Заповнення цього рівня за правилом Гунду: 4p
Особливу роль у хімії відіграють електрони останніх незаповнених рівнів та підрівнів, які називаються валентними(У формулах V, Se - підкреслені). Наприклад, у ванадію це електрони незаповненого четвертого рівня 4s 2 і незаповненого підрівня 3d 3 тобто. валентними буде 5 електронів 4s 2 3d 3 ; у селену 6 електронів - 4s 2 4p 4 .
За назвою останнього підрівня, що заповнюється елементи називаються s-елементами, р-елементами, d-елементами і f-елементами.
Знайдені за описаними правилами формули валентних електронів називаються канонічними. Насправді реальні формули, зумовлені з експерименту чи квантовомеханическим розрахунком, дещо відрізняються від канонічних, т.к. правила Клечковського, принцип Паулі та правила Гунда іноді порушуються. Причини цих порушень розглянуто нижче.
Приклад 1. Записати електронну формулу атома елемента з атомним номером 16. Валентні електрони зобразити графічно та один з них охарактеризувати квантовими числами.
Рішення. Атомний номер 16 має атом сірки. Отже, заряд ядра дорівнює 16, загалом атом сірки містить 16 електронів. Електронна формула атома сірки записується: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. (Підкреслено валентні електрони).
Графічна формула валентних електронів: 
Стан кожного електрона атомі характеризується чотирма квантовими числами. Електронна формула дає значення головного квантового числа та орбітального квантового числа. Так, для зазначеного електрона стан 3p означає, що n = 3 l= 1(р). Графічна формула дає значення ще двох квантових чисел – магнітного та спинового. Для зазначеного електрона m = -1 та s = 1/2.
Приклад 2. Охарактеризувати валентні електрони атома скандію чотирма квантовими числами.
Рішення. Скандій перебуває у 4-му періоді, тобто. останній квантовий шар - четвертий, 3-ї групи, тобто. три валентні електрони.
Електронна формула валентних електронів: 4s 2 3d 1 .
Графічна формула: 