3. Формирование электронной оболочки атома.

3.1 Формирование электронной оболочки атома

Таблица 2- Формирование электронной оболочки атома

Энергетический уровень, n	Энергетический подуровень, l	Орбиталь, n, l, ml	К-во электронов на уровне
n=1	l=0, (S)	1S (1 орбит.)	2 электр.
n=2	l=0, (S) l=1, (p)	2S (1 орбит.) 2p (3 орбит.)	2 электр.+ 6 электр.= 8 электр.
n=3	l=0, (S) l=1, (p) l=2 (d)	3S (1 орбит.) 3p (2 орбит.) 3d (5 орбит.)	2 электр.+ 6 электр.+ 10 электр.= 18 электр.
n=4	l=0, (S) l=1, (p) l=2 (d) l=3 (f)	4S (1 орбит.) 4p (2 орбит.) 4d (5 орбит.) 4f (7 орбит.)	2 электр.+ 6 электр.+ 10 электр.+ 14 электр.= 32 электр.

На 5,6,7 энергетических уровнях также, как и на 4 может располагаться 32 электрона (5S, 5p, 5d, 5f)

4. Основные законо­мерности заполнения электронами уровней, подуровней и орбиталей в электронной оболочке атома

Заполнение электронами уровней, подуровней и орбиталей в электронной оболочке атома определяется следующими законо­мерностями:

I – Принцип минимума энергии: в устойчивом состоянии элек­троны находятся на наиболее низких энергетических уровнях и подуровнях.

Это означает, что каждый новый электрон попадает в атоме на самый низкий (по энергии) свободный подуровень. Для мно­гоэлектронного атома энергия орбиталей на уровнях и подуров­нях изменяется следующим образом: 1s < 2 s < 2р < З s < Зр < 4 s < 3d < 4р < 5 s <4d < 5р < 6s < 4f ≈ 5d < 6p < 7s < 5f ≈6d < 7p .

II – Правило Клечковского (правило n+l).

Последовательность заполнения атомных орбиталей в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел определяется правилами Клечковского:

1. при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронами атомных орбиталей происходит от орбиталей с меньшей величиной суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l) к орбиталям с большим значением этой суммы;

Например, 3d, сумма n+l= 3+2 =5

4S, сумма n+l= 4+0=4

2) при одинаковых величинах суммы (n + l) заполнение орбиталей происходит в направлении возрастания значения главного квантового числа n (таблица 1.2).

Таблица 1.2 – Последовательность заполнения атомных

орбиталей электронами.

Энергия орбитали	1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d<
Сумма n + l	1	2	3	3	4	4	5	5	5	6

Энергия орбитали	<5p < 6s < 4f ≈ 5d < 6p < 7s < 5f ≈ 6d < 7p
Сумма n + l	6	6	7	7	7	7	8	8	8

Таким образом, хотя 3d-орбитали появляются уже у элементов третьего периода, заполнение 3d-орбиталей происходит только после заполнения 4s-орбиталей, т.е. у элементов четвёртого периода.

III – Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Каждая орбиталь — это энергетическое состояние, которое характеризуется значениями трех квантовых чисел: п, l и m_l. Эти числа определяют размер, форму и ориентацию орбитали в пространстве. Следовательно, на одной орбитали может быть не более двух электронов, и различаться они будут значением чет­вертого (спинового) квантового числа: т_s = +1/2 или - 1/2

IV – Правило Хунда: при формировании электронного подуровня электроны заполняют максимальное число свободных орбиталей так, чтобы число неспаренных электронов было наибольшим.

Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина максимально (правило Хунда). Поэтому при заполнении p-орбиталей атомов углерода и азота каждый электрон заполняет свободную орбиталь, а не спаривается с другим электроном.

Структура электронной оболочки атома и положение эле­мента в периодической системе связаны между собой. Зная по­ложение элемента в периодической системе, можно определить структуру электронной оболочки атома любого элемента.

Порядковый номер элемента в периодической системе по­казывает заряд ядра его атома и число электронов в атоме.

Номер периода соответствует числу энергетических уровней в электронной оболочке атомов всех элементов данного периода.

Номер группы соответствует, как правило, числу валентных электронов в атомах элементов данной группы.

Валентные электроны — это электроны последних энерге­тических уровней. Валентные электроны имеют максимальную энергию и участвуют в образовании химической связи между атомами в молекулах.

В атомах элементов главных подгрупп (А) все валентные электроны находятся на последнем энергетическом уровне, и их число равно номеру группы.

В атомах элементов побочных подгрупп (В) на последнем энергетическом уровне находится не более двух электронов, ос­тальные валентные электроны находятся на предпоследнем энер­гетическом уровне. Общее число валентных электронов, как правило, равно номеру группы.

Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода, в котором находится эле­мент: у атомов элементов I периода — один энергетический уровень, у атомов II периода — два и т.д.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне равно:

N=2n²

где п — номер уровня, или главное квантовое число.

Следовательно, на первом энергетическом уровне может нахо­диться не более двух электронов, на втором — не более 8, на третьем —не более 18, на четвертом — не более 32.

Теперь рассмотрим строение отдельно взятого электронного уровня. Начиная со значения п = 2 энергетические уровни подраз­деляются на подуровни, отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного кван­тового числа, но не превышает четырех.

На рис. 1.2 дана схема подразделения энергетических уровней на подуровни.

Распределение электронов по уровням и подуровням (элек­тронные конфигурации атомов) записывают в виде электрон­ных формул.

Например, электронная формула атома натрия записывается так: