ПРИНЦИПЫ ЗАПОЛНЕНИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ ЭЛЕКТРОНАМИ

•Принцип минимума энергии

•Электроны в невозбужденном атоме распределяются по энергетическим уровням и подуровням так, чтобы их суммарная энергия была минимальна.

•Энергия электрона в атоме в основном определяется главным n и орбитальным l квантовыми числами, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма

•n + l является наименьшей (правило Клечковского).

•Ens E(n-1)d E(n-2)f Enp

11

Схемы, иллюстрирующие уровни (а), подуровни (б), орбитали (в) атомов элементов

12

ПРИНЦИПЫ ЗАПОЛНЕНИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ эЛЕКТРОНАМИ

•Принцип Паули

•В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех четырех квантовых чисел.

•В соответствии с принципом Паули на одной атомной орбитали может находиться не больше двух электронов, причем их спины должны быть противоположными по направлению . Из

принципа Паули также следует, что максимальное число электронов на энергетическом уровне (Xn) составляет:

13

ПРИНЦИП ЗАПОЛНЕНИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ ЭЛЕКТРОНАМИ

•Правило Гунда

•В невозбужденных атомах электроны в пределах данного подуровня занимают максимальное число свободных орбиталей, при этом суммарное спиновое число максимально.

•Согласно этому правилу вначале происходит последовательное заполнение всех орбиталей данного подуровня по одному электрону. Причем спины всех этих электронов одинаковы. Только после этого будет происходить окончательное заполнение орбитали двумя электронами.

15

ПРИНЦИП ЗАПОЛНЕНИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ ЭЛЕКТРОНАМИ

•Для записи электронных конфигураций удобно пользоваться сокращенными обозначениями. В них указывают обозначение орбитали, занимаемой электроном, а сверху справа – число электронов, занимающих данную орбиталь.

•Например, порядок заполнения орбиталей в невозбужденном атоме углерода

•1s22s22p2

16

ПРИНЦИП ЗАПОЛНЕНИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ ЭЛЕКТРОНАМИ

•Записи электронных конфигураций атомов элементов можно осуществлять с помощью орбитальных диаграмм. На таких диаграммах каждая орбиталь условно изображается квадратиком, а каждый электрон – стрелкой внутри квадратика. Стрелке, направленной вверх ( ), соответствует веретенообразное вращение

электрона в одном направлении (ms = +1/2), а стрелке, направленной вниз ( ), соответствует

вращение электрона в противоположном направлении (ms = -1/2).

17

ПРИНЦИПЫ ЗАПОЛНЕНИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ ЭЛЕКТРОНАМИ

•Обобщая принципы заполнения электронами энергетических уровней и подуровней в атоме, необходимо отметить, что в невозбужденном атоме на внешнем энергетическом уровне не может находиться больше восьми электронов, поэтому после достижения конфигурации ns2np6 происходит заполнение электронами следующего энергетического уровня n + 1. В целом последовательность заполнения электронами атомных орбиталей подчиняется общему принципу: стремление системы к минимуму энергии.

18

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

•В природе элементы в виде изолированных атомов практически не встречаются. Обычно атомы элемента взаимодействуют друг с другом, либо с атомами других элементов, образуя химические связи с возникновением молекул. В то же время и молекулы вещества взаимодействуют друг с другом.

•ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ – это совокупность сил, связывающих атомы или молекулы друг с другом в новые устойчивые структуры.

19

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ энергия связи

•В зависимости от типа соединяемых частиц различают ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНЫЕ СВЯЗИ, за счет которых образуются молекулы, и МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ СВЯЗИ, приводящие к образованию ассоциатов из молекул.

•Для внутримолекулярных связей энергия составляет 100-1000 кДж/моль;

•Энергия межмолекулярных связей обычно не превышает 40 кДж/моль.

•Энергия связи – средняя величина энергии, требуемой для гомолитического расщепления определенного типа связи.

20