3. Принципы заполнения орбиталей

Группа орбиталей, имеющих одинаковое значение орбитального квантового числа, образует энергетический подуровень.

Совокупность всех орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа, т.е. орбиталей с близкими значениями энергий, образует энергетический уровень.

• Основываясь на представлениях о спиновом квантовом числе В. Паули (1925 г.) впервые сформулировал положение, получившее название – принципа (запрета) Паули:

в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел: , , , , то есть на любой атомной орбитали с заданными значениями , , может находиться не более двух электронов с противоположными спинами.

Следовательно, на максимально может находиться электрона

- --------------(на -х)------------------------------ электронов

- ---------------(на -ти)--------------------------- электронов

- ---------------(на -ми)--------------------------- электронов

Следствия из принципа Паули:

1. Количество орбиталей на подуровне определяется по формуле 2l+1

2. Количество электронов на подуровне (2l+1)*2

3. Максимальное число электронов на уровне

• Правило Кличковского: согласно правилу – общий запас энергии уровней и подуровней равен сумме ( ), то есть

• 

В этой последовательности энергия электрона возрастает, а прочность связи с ядром убывает. Если для подуровней разных уровней сумма ( ) оказывается одинаковой, то сначала идёт заполнение подуровней с меньшим и большим , а затем с большим и меньшим , так как энергия электрона в атоме в большей степени зависит от .

Однако энергия электронов в состояниях , , настолько близки друг к другу, что становиться возможным перемещение (проскок) электронов из подуровня в , .

Пример: , , , , и так далее, а у перескакивают в даже два электрона.

“Проскок” (более энергетически выгодное положение)

связан с повышенной энергетической устойчивостью

электронных структур, отвечающих полностью занятым энергетическим подуровням.

В основу графического построения электронных формул кладут орбиталь, которая символизирует энергетическую ячейку – её условно изображают в виде квадрата (или прямоугольника), а электроны в виде стрелок, направленных соответственно спину.

Например: 3d¹⁰ 4S¹

3S 3P

_2P

_2S

_1S

₊₂₉Cu

• При заполнении орбиталей электронами в многоэлектронных атомах необходимо руководствоваться правилом Хунда (1896 г.): максимальное значение суммарного спина атома соответствует устойчивому состоянию, в котором атом обладает наименьшей возможной энергией. Следовательно, электроны в данном подуровне стремятся занять разные орбитали, так как при этом уменьшаются силы взаимного отталкивания их, как одноимённо заряженных частиц (то есть состоянию с минимальной энергией соответствует максимальное число орбиталей).

Пример: атом (рассмотрим правило на примере заполнения ):

_2P

_2S

₈O _1S +½-½ +½ +½

∑Si=+1

или

_2P

∑Si=0

+½-½+½-½

+½ +½ +½ ∑Si=1½

₇N

или

∑Si=+½

+½-½ +½