1.3. Электронные оболочки атомов.

Совокупность электронов, окружающих ядро, называется электронной оболочкой атома.

Электроны в оболочке располагаются в порядке возрастания их энергии с учетом принципа Паули и правила Гунда (Хунда).

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

Запрет Паули является отражением особого взаимодействия между электронами, не имеющего механической аналогии. И сам этот запрет не имеет никаких аналогов среди законов и принципов классической механики.

Из принципа Паули следует:

1. Каждая атомная орбиталь может быть занята не более, чем двумя электронами, спины которых имеют противоположные знаки.

↑ ↓ ↑

спаренные электроны

неспаренный электрон

Спаренные электроны не вносят никакого вклада в суммарный магнитный момент атома. Известно, что магнитные моменты атомов или молекул с неспаренными электронами часто пропорциональны числу неспаренных электронов.

2. Максимальное число электронов в уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа:

χ_n = 2n².

Вытекающая из принципа Паули ограниченность числа электронов в каждом уровне делает неизбежной периодичность в построении электронных оболочек атомов с вытекающей отсюда периодичностью в изменении всех их свойств.

n = 1	2n2 = 2
n = 2	2n2 =8
n =3	2n2 =18
n = 4	2n2 =32

Полученные числа совпадают с числом элементов в периодах периодической системы.

3. Максимальное число электронов в подуровне равно:

Χ_l = 2(2l + 1).

s (l=0)	Χs = 2
p (l=1)	Χp = 6
d (l=2)	Χd = 10
f (l=3)	Χf = 14

Принцип Паули теоретически обосновывает периодический закон и периодическую систему элементов.

Существует определенная форма записи состояния электрона в атоме.

Например, для основного состояния атома водорода она выглядит так:

Это означает, что на первом энергетическом уровне на s-подуровне находится один электрон. Существует и другая форма записи

распределения электронов по подуровням – с помощью квантовых ячеек.

Орбиталь в этом случае принято условно обозначать квадратами, а электроны – стрелками ↑или ↓, в зависимости от знака спина. Тогда

электронное строение атома водорода можно изобразить так:

Электронное строение атома с бoльшим числом электронов:

₂He: 1s²

₃Li: 1s²2s¹

₄Be: 1s²2s²

₅B: 1s²2s²2p¹

₆C: 1s²2s²2p²

Правило Гунда (Хунда). Это правило определяет последовательность

заполнения орбиталей электронами в пределах одного подуровня.

Правило Хунда формулируется так: «В пределах одного подуровня

электроны располагаются по орбиталям таким образом, чтобы их

суммарный спин был максимальным, т. е. на подуровне должно быть

максимальное число неспаренных электронов».

Рассмотрим выполнение этого правила на примере заполнения p-подуровня.

В соответствии с правилом Хунда заполнение орбиталей происходит

по первому варианту, т. е. сначала электроны занимают все свободные

орбитали и только потом происходит их спаривание.

₇N: 1s²2s²2p³

.......................

₁₀Ne: 1s²2s²2p⁶

₁₁Na: [Ne]3s¹

₁₂Mg: [Ne]3s²

₁₃Al: [Ne]3s²3p¹

..........................

₁₈Ar: [Ne]3s²3p⁶

₁₉K: [Ar](3d)4s¹ (начинает заполняться подуровень 4s и пропускается 3d, т.к. это более энергетически выгодно. Вероятность нахождения 4s-электрона около ядра больше, чем 3d-электрона.)

₂₀Ca: [Ar](3d)4s²

₂₁Sc: [Ar]3d¹ 4s²

₂₂Ti: [Ar]3d² 4s²

.............................

₃₀Zn: [Ar]3d¹⁰ 4s²

₃₁Ga: [Ar]3d¹⁰ 4s²4p¹

..................................

₃₆Kr: [Ar]3d¹⁰ 4s²4p⁶

₃₇Rb: [Kr](4d)(4f)5s¹ и т.д.

Правила Клечковского

Последовательность заполнения атомных орбиталей в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел была исследована советским ученым Клечковским, который сформулировал два правила.

Первое правило: при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы.

Действительно, для 3d- орбиталей (n=3, l=2) сумма (n+l)=5, а для 4s орбитали (n=4, l=0) – равна 4. Следовательно, 4s-подуровень должен заполняться раньше, чем 3d-подуровень, что в действительности и происходит.

Второе правило: при одинаковых значениях суммы (n+l) заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания значений главного квантового числа n.

В соответствии с этим правилом в случае (n+l)=5 сначала должен заполняться подуровень 3d (n=3), затем – подуровень 4р (n=4) и, наконец, подуровень 5s (n=5).

В атомах некоторых элементов происходит проскок электрона с внешнего s- на d- подуровень предыдущего слоя.

Пример. Электронное строение атома меди выражается формулой

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹.

Аналогичный проскок электрона с внешнего s- на d- подуровень предыдущего слоя происходит и в атомах аналогов меди – серебра и золота. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, отвечающих полностью или ровно наполовину заполненным энергетическим подуровням.

Переход электрона в атоме меди с 4s на 3d подуровень приводит к образованию полностью заполненного d-подуровня и поэтому оказывается энергетически выгодным.

Этим объясняется «проскок» одного 4s-электрона в атоме хрома (z=24) на 3d-подуровень, в результате которого атом хрома приобретает устойчивую электронную структуру (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹) с ровно наполовину заполненным 3d-подуровнем. Аналогичный переход 5s электрона на 4d-подуровень происходит и в атоме молибдена (z=42).