Правила и принципы заполнения ао электронами

1. Принцип минимальной энергии – в основном состоянии первыми заполняются орбитали с наименьшей энергией, соответствующие наиболее устойчивому состоянию. АО с min E – это 1s.

2. Правило В. Клечковского - увеличение энергии орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+l), а при равной сумме (n+l) в порядке возрастания n

1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈5d≈4f<6p<7s≈6d≈5f<7p

Для 4s АО сумма (n+l) =4+0=4. Для 3d АО сумма (n+l) =3+2=5

3. Принцип запрета Паули - в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором четырех квантовых чисел n, l, m_l, m_s . Следовательно, на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные спины (↑↑ или ↓↓ - невозможно).

↑↓

4. Правило Гунда – электроны, имеющие одинаковое значение l, но разное m_l занимают АО так, чтобы сумма спиновых чисел была максимальной (знак не имеет значения).

р⁴

↑↓

↑

↑

Max ∑ m_s = ½ - ½ + ½ + ½ = 1

Электронная конфигурация атома - запись распределения электронов в атоме по уровням и подуровням. Формирующий электрон – ē, который последним заполняет орбитали атома.

₁₅Р 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ - полная электронная формула.

Р … 3s² 3p³ 3s 3p

↓↑

↓

↓

↓

краткая электронная конфигурация. Формирующий электрон 3p³: n=3, l=1 m_l= -1,0,+1 (одно из трех значений), m_s = +½ или -½ .

Валентные электроны составляют краткую электронную конфигурацию атома

В ПСЭ различают 4 группы элементов, называемых по формирующему электрону s-, p-, d-, f- элементы.

Краткая электронная конфигурация:

для s-элементов (подгруппы IА, IIА, Н и Не) ns^1-2, n- номер периода

₁₉К …4s¹

для p- элементов (IIIА–VIIIА) ns²np^1-6,

₄B …2s²2p¹

для d-элементов (IБ–VIIIБ) (n-1)d^1-10ns^2(1,0) (n-1)–предвнешний энергетический уровень,

₂₁Sc …3d¹4s²

(– у Pd; ns^1,0 –«провал» ns-электронов на (n-1)d подуровень, это связано с более низкой энергией конфигурации (n-1)d¹⁰ и (n-1)d⁵по сравнению с d⁹ и d⁴)

для f-элементов (лантанидов и актинидов) (n-2)f^1-14(n-1)d¹⁽⁰⁾ns² (n-2)–предпредвнешний энергетический уровень (d⁰ –«провал» d-электрона)

₆₄Gd …4 f⁷ 5d¹ 6 s²

Валентность - способность атома образовывать определенное число химических связей. Валентность по обменному механизму равна числу внешних неспаренных электронов в атоме. Различают валентность в основном (В) и возбужденном (В*) состоянии атома.

Кислород, азот и фтор – возбужденного состояния нет (нет 2d-подуровня)

Распаривание электронов возможно только в пределах одного энергетического уровня.

У магния Mg…3s² в основном состоянии нет неспаренных электронов (В=0), при переходе в возбужденное состояние и распаривании 3s-ē В*=2.

Хлор Cl…3s²3p⁵ (аналог фтора) – валентности: В=1, В*= 3, 5, 7 - вследствие наличия свободных d-орбиталей на третьем энергетическом уровне

У кобальта Cо…3d⁷4s² В⁰=0 – нет внешних неспаренных электронов в основном состоянии. В возбужденном состоянии В*=2,3,4,5, распаривания 3d парных ē невозможно (на n=3 нет f-подуровня).

Физический смысл периодического закона:

Вследствие периодически повторяющейся валентной конфигурации атомов элементов происходит периодическое изменение физико-химических свойств этих элементов

Периодически изменяются: потенциалы ионизации и сродства к электрону, электроотрицательность, атомные и ионные радиусы, валентные, оптические и магнитные свойства элементов, кислотно-основные свойства соединений.