2.6. Электронные конфигурации (формулы) элементов

Запись распределения электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям получила название электронной конфигурации (формулы) элемента. Обычно электронная формула приводится для основного состояния атома. В случае, если один или несколько электронов находятся в возбужденном состоянии, то и электронная формула будет характеризовать возбужденное состояние атома. При записи электронной формулы указывают цифрами номер энергетического уровня, равный главному квантовому числу (n), буквами показывают подуровни или тип орбиталей (s, p, d, или f), а степень буквенных обозначений подуровней обозначает число электронов в данном подуровне.

Например, электронная конфигурация водорода ₁H-1s¹, лития -

₃Li – 1s² 2s¹, титана ₂₂Ti – 1s²2s²2p⁶ 3s²3p⁶4s²3d².

Очень часто структуру электронных оболочек изображают с помощью квантовых ячеек – это так называемые графические электронные формулы или схемы. Каждая такая ячейка обозначается клеткой: клетка – орбиталь, стрелка – электрон, направление стрелки – направление спина, свободная клетка – свободная орбиталь. Например:

₄Be – 1s²2s² ;

₄ Be – графическая формула

2p

2s

1s

или в строчку

₄ Be ,

1s 2s 2p

s

и ли n=1 p

n=2

Во избежание громоздких записей обычно графические формулы пишут для подуровней с валентными электронами. Например:

₁₇Cl – 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵; p – элемент¹,

_{1 7}Cl … -валентные электроны;

3s 3p

₂₂Ti – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d²; d – элемент,

₂₂Ti … -валентные электроны.

4s 3d

2.7. Порядок заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах

Последовательность заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах определяют:

1. принцип наименьшей энергии;

2. правило Клечковского;

3. принцип запрета Паули;

4. правило Гунда.

Принцип наименьшей энергии: максимуму устойчивости системы соответствует минимум её энергии.

Следовательно, в соответствии с данным принципом электроны будут вначале располагаться на атомных орбиталях, имеющих минимальную энергию, в этом случае связь электронов с ядром наиболее прочная и атомная система находится в состоянии максимальной устойчивости.

В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от более далеко расположенных электронов. Поэтому последовательность возрастания энергии орбиталей усложняется.

Порядок возрастания энергии атомных орбиталей в сложных атомах описывается правилом Клечковского: при увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n.

Соответственно этому правилу подуровни выстраиваются в следующий ряд (рис. 2.4.): 1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈5d<6p<7s≈5f≈6d.

Например:

Подуровни	3d	4s	4p
n	3	4	4
l	2	0	1
n+l	5	4	5

Порядок заполнения: 4s, 3d, 4p.

Исключение составляют d и f – элементы с полностью и наполовину заполненными подуровнями, у которых наблюдается так называемый провал электронов, например: Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt (это явление будет рассмотрено позднее).

Принцип запрета Паули гласит: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел.

С огласно этому принципу, на одной орбитали, характеризуемой определенными значениями трех квантовых чисел n, l и m_l, могут находиться только два электрона, отличающихся значением спинового квантового числа m_s, а именно m_s=+ и m_s=­­ – , т.е. спины которых противоположно направлены.Это можно символически представить следующей схемой .

З аполнение и не допускается.

Принцип запрета Паули определяет электронную емкость энергетических уровней и подуровней. На s – подуровне (одна орбиталь) может быть лишь два электрона, на p – подуровне (три орбитали) – шесть, на d подуровне (пять орбиталей) – десять, на f – подуровне (семь орбиталей) – четырнадцать электронов. Вообще, максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом l равно 2(2l+1). Поскольку число орбиталей данного энергетического уровня равно n², емкость энергетического уровня составляет 2n² электронов, где n – соответствующее значение главного квантового числа.

Правило Гунда: устойчивому (невозбужденному) состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спинового числа их (│∑m_s│) максимально.

Рассмотрим распределение электронов по энергетическим ячейкам в атоме углерода, электронная конфигурация которого 1s²2s²2p². Возможны три варианта:

а ) б) в)

1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p

∑m_s= ∑m_s =+ ∑m_s=0

Во всех вариантах спиновое число 1s² и 2s² – электронов равно 0 (спины электронов антипараллельны в каждой энергетической ячейке). Суммарное спиновое число p – электронов в вариантах a), в) равно нулю (∑ms =0), в варианте (б) ∑ms=1. В соответствии с правилом Гунда реализуется только вариант (б).

Другими словами: заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.