23. Основное состояние многоэлектронного атома. Правила Хунда. Последо-вательность заполнения электронных оболочек атома.
Рассмотрим в качестве примера атом углерода, имеющего шесть электронов. Его электронная конфигурация имеет вид:
1s2 2s2 2p2
Казалось бы, для нахождения L, S, J атома необходимо складывать орбитальные и спиновые моменты всех шести электронов, однако, в действительности задача значительно упрощается, поскольку в полностью заполненных подоболочках все моменты импульса электронов компенсируются, и все результирующие значения L, S, J = 0. Поэтому состояния атома определяются поведением электронов в незаполненной подоболочке, в данном случае поведением двух p-электронов. Для них n = 2, l1 = l2 = 1. Спины отдельных электронов одинаковы и равны s1 =s2 = 1/2. Сложение по (20, а, б) дает:
L = |1-1|, …1+1=0, 1, 2,
S = |1/2-1/2|,…1/2+1/2=0, 1.
Для нахождения возможных значений J каждое из полученных значений L следует сложить с каждым S по правилу (20, в). Например, для пары L = 2, S= 1 имеем:
J=|2-1|,…2+1=1, 2, 3.
Этот и остальные варианты сложения сведены в таблице, где полученные результирующие состояния зашифрованы в соответствии с (21).
-
L
S
J
Состояние
0
0
0
1S0
1
0
1
1P1
2
0
2
1D2
0
1
1
3S1
1
1
0, 1, 2
3P0, 3P1, 3P2
2
1
1, 2, 3
3D1, 3D2, 3D3
Следует, однако, отметить, что при нахождении 10 результирующих состояний атома углерода были приняты во внимание только три квантовых числа n, l, s, поэтому нет гарантии того, что все эти состояния разрешены принципом Паули. Действительно, анализ с использованием четырех квантовых чисел показывает, что состояния 3D1,2,3 не могут быть реализованы, а остальные состояния принципом Паули разрешены.
Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: модуль суммарного значения спинового квантового числа электронов данного подслоя должен быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.
Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.
Другая формулировка: Ниже по энергии лежит тот атомный терм, для которого выполняются два условия.
Мультиплетность максимальна
При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.
В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f-элементы. Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами. У s-элементов валентными являются s-электроны внешнего энергетического уровня. У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня. У них валентные электроны расположены на p- и s-подуровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s-электроны внешнего и d-электроны предвнешнего энергетического уровней. У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.
Электронная конфигурация атома может быть изображена также в виде схем размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графическим изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположно направленными спинами ↑↓ . Порядок размещения электронов в пределах одного подуровня определяется правилом Хунда: в пределах подуровня электроны размещаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.
Для записи электронной конфигурации атома можно применить несколько способов.
Первый способ:
Для выбранного элемента по его местоположению в периодической таблице химических элементов Д.И.Менделеева можно записать матрицу строения электронной оболочки атома, соответствующую данному периоду.
Например, элемент иод: 12753I 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f
По таблице, последовательно переходя от элемента к элементу, можно заполнить матрицу в соответствии с порядковым номером элемента и порядком заполнения подуровней:
12753I 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f05s25p55d05f0
Но, подуровни заполняются в последовательности s-f-d-p, и при использовании данного способа мы не наблюдаем поочерёдности в заполнении электронных оболочек.
Второй способ:
Можно рассмотреть порядок заполнения уровней и подуровней электронами, используя понятия основного принципа - принципа наименьшего запаса энергии: наиболее устойчиво состояние атома, при котором его электроны имеют наименьшую энергию.
Т.е. основываясь на Запрете Паули, Правилах Хунда и Клечковского
Запрет Паули: в атоме не может быть двух электронов, четыре квантовых числа которых одинаковы (т.е. каждая атомная орбиталь не может быть заполнена более чем двумя электронами, причем с антипараллельными спинами.)
Правило Хунда: электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарное спиновое число их было максимальным, т.е. наиболее устойчивому состоянию атома соответствует максимально возможное число неспаренных электронов с одинаковыми спинами.
Правила Клечковского: А) Заполнение электронных слоев электронами начинается с уровней и подуровней, обладающими самыми низкими значениями n и l, и идет в порядке возрастания n+l;
Б) Если для двух орбиталей сумма n+l окажется одинаковой, то в первую очередь электронами заполняется орбиталь с меньшим значением n.
Первый случай не показывает последовательность заполнения подуровней, а второй- требует время для построения таблицы.
Таблица № 2
Порядок заполнения электронами энергетических уровней атомов.
Квантовые числа |
Сумма квантовых чисел n + l |
Заполняемая орбиталь |
|
n |
l |
||
1 |
0 |
1 |
1s |
2 |
0 1 |
2 3 |
2s 2p |
3 |
0 1 2 |
3 4 5 |
3s 3p 3d |
4 |
0 1 2 3 |
4 5 6 7 |
4s 4p 4d 4f |
5 |
0 1 2 3 |
5 6 7 8 |
5s 5p 5d 5f |
6 |
0 1 2 |
6 7 8 |
6s 6p 6d |
7 |
0 1 |
7 8 |
7s 7p |
При распределении электронов в атоме К в соответствии с правилом Клечковского предпочтение отдается орбитали 4s
Следовательно, для атома калия распределение электронов по орбиталям (электронно-графическая формула) имеет вид
Скандий относится к d-элементам, и его атом характеризуется следующим распределением электронов по орбиталям:
Исходя из правила Клечковского мы видим порядок последовательного заполнения подуровней. Первый случай не показывает последовательность заполнения подуровней, а второй - требует время для построения таблицы. Поэтому я вам предлагаю более приемлемые варианты последовательного заполнения орбиталей.
Первый способ: Электроны легко можно распределить по подуровням исходя из некоторых правил. Во первых нужна цветная таблица. Представим каждый элемент как один новый электрон, Каждый период – это соответствующий уровень, s.p-электроны всегда в своём периоде, d-электроны на уровень ниже (3 d-электроны в гостях в 4-ом периоде), f-электроны на 2 уровня ниже. Просто берём таблицу и читаем исходя из цвета элемента, у s, p- элементов номер уровня соответствует номеру периода, если доходим до d-элемента пишем уровень на один меньше, чем номер периода, в котором этот элемент находится (если элемент в 4-м периоде, следовательно, 3 d). Также поступаем и с f-элементом, только уровень указываем меньше чем номер периода на 2 значения (если элемент в 6-м периоде, следовательно, 4 f).
Второй способ: Нужно отобразить все подуровни в виде одной клеточки, и уровни расположить друг под другом симметрично подуровень под подуровнем. В каждой ячейке написать максимальное количество электронов данного подуровня. И последним этапом нанизать подуровни по диагонали (от верхнего уголка к нижнему) стрелой. Считывать подуровни сверху вниз в сторону кончика стрелы, до количества электронов нужного атома.