3.3. Розподіл електронів в атомі, електронні й електронно-графічні формули елементів

Орбіталі багатоелектронних атомів заповнюються електронами в міру зростання їх енергії. При цьому обов’язково витримуються такі принципи: 1) найменшої енергії; 2) Паулі; 3) правило Гунда.

Згідно з принципом найменшої енергії найстійкішому стану електрона в атомі відповідає найменша енергія. Тому електрони розміщуються в першу чергу на найближчих до ядра енергетичних рівнях.

Послідовність заповнення атомних орбіталей залежно від значення головного та орбітального квантових чисел дослідив радянський учений В.М.Клечковський. Він встановив, що енергія електрона зростає із збільшенням суми величин (n+l). Відповідно до цього він сформулював положення (правила).

Перше правило Клечковського показує, що послідовне заповнення електронних рівнів та підрівнів відбувається в порядку зростання суми головного і орбітального квантових чисел (n+l). Так, сума n+l для 3d-орбіталей 3+2=5, для 4s-орбіталей 4+0=4. Тому спочатку заповнюються електронами 4s-, а потім 3d-орбіталі.

Друге правило Клечковського формулюється так: якщо для двох орбіталей сума (n+l) однакова, то спочатку електронами заповнюється орбіталь з меншим значенням головного квантового числа. Наприклад, для 3d- і 4р-орбіталей сума n+l однакова (3+2 і 4+1). Тому спочатку заповнюється 3d-, а потім 4р-орбіталі.

Правила Клечковського показують, у якій послідовності заповнюються підрівні кожного енергетичного рівня.

Таку послідовність можна зобразити у вигляді ряду:

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

Для запам’ятовування цього ряду існує зручний метод, суть якого зрозуміла з такої таблиці

→↓			1s
			2s
		2p	3s
		3p	4s
	3d	4p	5s
	4d	5p	6s
4f	5d	6p	7s
5f	6d	7p	8s

Таблиця читається по рядках зверху донизу, кожен рядок читається зліва направо.

Згідно з принципом Паулі в атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел.

Із цього виходить, що на кожній орбіталі, що характеризується певним значенням головного n, орбітального l і магнітного m_e квантових чисел, може знаходитися не більш двох електронів з протилежними спінами.

На основі принципу Паулі можна визначити максимально можливе число електронів на кожному енергетичному рівні і підрівні. Так, максимальне число електронів на s-підрівні є 2; р-підрівні – 6; d-підрівні – 10; f-підрівні – 14.

Максимальна кількість електронів на енергетичних рівнях визначається формулою:

N=2·n², де n - головне квантове число.

N дорівнює: на першому рівні – 2; на другому – 8; на третьому – 18; на четвертому – 32.

З урахуванням кількості електронів на кожному підрівні ряд послідовності заповнення АО виглядає так:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰

У цьому запису арабська цифра перед символом підрівня показує енергетичний рівень, а “показник ступеня” при символі підрівня – число електронів на цьому підрівні.

Розподіл електронів на енергетичних рівнях і орбіталях для атомів елементів називається електронною конфігурацією, яку можна подати двома способами:

• у вигляді електронних формул, які є послідовним переліком позначень рівнів і підрівнів як тих, що повністю заповнені електронами, так і незавершених, наприклад, для Фосфору

₁₅Р - 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.

• у вигляді електронно-графічних формул, які є графічним зображенням квантових комірок підрівнів відповідно до зростання їхньої енергії знизу вгору і розміщених на них стрілочок, напрям яких вказує орієнтацію спінів електронів. Наприклад, для Нітрогену ₇N

		2p3
	2s2	↑	↑	↑
1s2	↑↓
↑↓

Згідно з правилом Гунда в межах енергетичного підрівня електрони в атомі розподіляються таким чином, щоб їх сумарний спін був максимальним. Наприклад, із трьох можливих варіантів розподілу трьох електронів на р-підрівні тільки третій відповідає цій умові:

1)

↑↓

↑

2)

↑

↑↓

3)

↑

↑

↑

1) ; 2) ; 3) .

Правило Гунда показує послідовність заповнення орбіталей на кожному підрівні. Наприклад, р-підрівень заповнюється електронами в такій послідовності:

1

↑

2

↑

↑

3

↑

↑

↑

4

↑↓

↑

↑

5

↑↓

↑↓

↑

6

↑↓

↑↓

↑↓

Із правила Гунда випливає, що стійким станам відповідають орбіталі і підрівні, які наполовину або повністю заповнені електронами.

Цим і пояснюються переходи (“провали”) електронів з вищих енергетичних рівнів на d-підрівень у атомів: Cr, Mo, Cu, Aq, Au та інші. Наприклад, для хрому (Z=24) електронна формула має вигляд

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹ замість 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s²

“Провали” електронів характерні тільки для d-підрівнів і лише в тому випадку, коли для заповнення d-підрівнів наполовину або повністю не вистачає лише одного електрона.

На підставі аналізу електронних формул слід навчитися визначати період (за найбільшим головним квантовим числом), групу (за кількістю валентних електронів), підгрупу (за типом заповнення підрівня); s , р – головна підгрупа, d, f - побічна, а також металічність (неметалічність) елемента (у металів заповнюються s-, p- i d-підрівні, у неметалів – р-підрівень), вищу валентність (за кількістю валентних електронів), формулу оксиду і його характер. Розглянемо, наприклад, як охарактеризувати елемент з порядковим номером 23, електронна формула якого має вигляд:

₂₃Е, 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s²

Електрони розташовані на чотирьох енергетичних рівнях. Таким чином, елемент знаходиться в четвертому періоді. У нього заповнюються d-орбіталі, тому елемент належить до d-елементів і входить до складу побічної підгрупи. Валентні електрони знаходяться на останньому і d-орбіталях передостаннього рівня. Всього валентних електронів п’ять, тому цей елемент належить до п’ятої групи. Мала кількість електронів на останньому рівні визначає природу елемента – він має металічний характер. Вища валентність дорівнює п’яти, таким чином, склад оксиду Е₂О₅. Оксиди металів з валентністю металу (V-VII) мають кислотний характер.