1.3. Энергетические уровни и электронная конфигурация атома

Все атомы имеют целый ряд возможных энергетических состояний, называемых основным и возбужденными электронными состояниями. При поглощении энергии атом из основного состояния переходит в состояние с большей энергией – возбужденное состояние. В возбужденном состоянии атом находится очень короткое время и через 10^–8 – 10^–9 с он испускает энергию и «перескакивает» на нижерасположенный энергетический уровень или на уровень основного состояния.

Запись распределения электронов в атоме по электронным уровням и подуровням называется его электронной конфигурацией и может быть сделана как для основного, так и возбужденного состояния атома.

Для определения конкретной электронной конфигурации атома в основном состоянии существуют следующие три положения.

Принцип заполнения (наименьшей энергии). Электроны в основном состоянии заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней. Низшие по энергии орбитали всегда заполняются первыми.

Принцип Паули. На любой орбитали может находиться не более двух электронов, причем с противоположно направленными спинами.

Правило Гунда. Вырожденные (с одинаковой энергией) орбитали заполняются одиночными электронами с одинаково направленными спинами, лишь после этого идет заполнение вырожденных орбиталей электронами с противоположно направленными спинами согласно принципу Паули.

Например, электронная конфигурация атома водорода в основном состоянии записывается в виде: 1S¹, где 1 – номер энергетического уровня; S – форма орбитали; ¹ – количество электронов.

1.4. Энергетические характеристики атомов

Особенности электронной структуры различных атомов находят отражение в таких их энергетических характеристиках, как энергия ионизации Е_и, сродство к электрону и электроотрицательность. Их значения принято измерять в килоджоулях на моль (кДж/моль).

Энергия ионизации – минимальная энергия, необходимая для удаления электрона из нейтрального атома, находящегося в основном состоянии. Значение E_и всегда является положительным. Например, энергия ионизации атома водорода Н_(г) = Н⁺_(г) + e, равная +1312,1 кДж/моль, относится к переходу с 1s-атомной орбитали (АО) на АО с n = , которой отвечает E = 0.

У многоэлектронных атомов различают первую (Е_1и), вторую (Е_2и), третью (Е_3и) и т.д. энергии ионизации по последовательному удалению электронов из атома. При этом всегда для одного и того же атома Е_1и < Е_2и < Е_3и, поскольку второй, третий и т.д. электроны приходится отрывать от положительно заряженного иона.

Наибольшими значениями энергии ионизации обладают атомы благородных газов, имеющие полностью заселенные электронные оболочки. Наименьшие значения – атомы щелочных металлов с одним валентным электроном, надежно экранированным от сильного воздействия ядра предыдущими заполненными электронными оболочками.

Сродство к электрону – энергия, выделяемая или поглощаемая (отрицательное сродство) при присоединении электрона к нейтральному несвязанному атому, находящемуся в газовой фазе, с образованием отрицательно заряженного иона. Наибольшим сродством к электрону обладают галогены. Например: F_(г) + e = F^–_(г) + 345,7 кДж/моль.

Электроотрицательность – способность атома, связанного с другим атомом, притягивать к себе электронное облако, вызывая тем самым поляризацию связи.