Основні принципи розподілу електронів в атомі

Електронна оболонка атома заповнюється електронами у відповідності наступним правилам.

1. Принцип найменшої енергії: електрон в атомі займає той вільний підрівень, на якому він має мінімальне значення енергії. Тобто, електрон залишається на тому підрівні, на якому забезпечується найбільш міцний зв’язок з ядром. Конкретна реалізація цього принципу відображується правилами Клечковського:

1) Заповнення електронних шарів відбувається в порядку збільшення сум головного й орбітального квантових чисел (n + l). Так, сума (n + l) для електронів 3d-орбіталі дорівнює 5 (n =3, l=2), для електронів 4s-орбіталі – 4 (n = 4, l = 0). Тому спочатку електронами заповнюється 4s-орбіталь, а потім 3d-орбіталь.

2) Якщо для двох орбіталей суми (n + l) мають однакові значення, то спочатку електронами заповнюється орбіталь з меншим значенням головного квантового числа. Наприклад, для електронів 3d- і 4p-орбіталей сума n + l = 5 (відповідно 3 + 2 і 4 + 1). Але тому, що для електронів 3d-орбіталі головне квантове число n = 3, а для електронів 4p-орбіталі n = 4, у першу чергу заповнюються 3d-орбіталі. Лише після того, як заповнені орбіталі менших енергій, починається заповнення орбіталей більших енергій. Для енергетичних підрівнів збільшення енергії відбувається приблизно таким чином:

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

Зазначимо, що дана послідовність не відображує окремих особливостей електронної будови атомів деяких елементів. Наприклад, в атомах Лантана (№ 57) починається заповнення 5d-підрівня, замість 4f:

₅₇La 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶5d¹6s².

А у наступних за Лантаном 14 елементів (Се–Lu) енергетично більш вигідний 4f-стан у порівнянні з 5d. Тому у цих елементів відбувається заповнення спочатку 4f-підрівнів:

₅₈Се 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f²5s²5p⁶6s².

У сьомому періоді за двома s-елементами (Fr, Ra) слідує d-елемент Ас і чотирнадцять f-елементів (Th–Lr), далі – знову d-елементи. Порушення „нормального” порядку заповнення енергетичних рівнів в атомах Лантана й Церія й аналогічні особливості в електронній будові атомів елементів сьомого періоду пояснюється наступним чином. При збільшенні заряду ядра електростатичне притягнення до ядра електрона, який знаходиться на даному енергетичному підрівні, стає більш сильним, і енергія електрона зменшується. При цьому енергія електронів на різних підрівнях змінюється не однаково, оскільки по відношенню до цих електронів заряд ядра екранується по-різному.

2. Принцип Паулі: в атомі не може бути і двох електронів з однаковими значеннями чотирьох квантових чисел. На орбіталі може знаходитися два електрони з різними спінами (m_s = +½ і m_s = –½).

Максимальне число електронів на підрівні визначають за формулою: К = 2 (2l + 1). Таким чином, маємо: s², p⁶, d¹⁰, f¹⁴.

3. Правило Гунда (Хунда): у межах підрівня електрони розподіляються так, щоб сумарне спінове квантове число мало максимальне значення (спочатку по одному електрону на орбіталь, а потім по другому електрону).

↑

↑

↑

Правильний розподіл р-електронів.

↑↓

↑

Неправильний розподіл р-електронів.

У залежності від того, який підрівень заповнюється останніми електронами, розрізняють s-, p-, d-, f-елементи: s – елементи, в атомах яких останні електрони займають s-підрівень зовнішнього квантового рівня (Na, Mg, K); р – елементи, в атомах яких останні електрони займають р-підрівень зовнішнього квантового рівня (C, О, Cl, S); d – елементи, в атомах яких останні електрони займають d-підрівень (Тi, Cr, Fe, Cu); f-елементи, в атомах яких останні електрони займають f-підрівень другого від позаквантового рівня (Pr, Er, Eu).

Взаємозв’язок між квантовими числами, розрахунки числа підрівнів на енергетичних рівнях, числа атомних орбіталей (АО) на підрівнях і рівнях наведено в додатку 2.