Підготовка до ЗНО з хімії

Послідовність заповнення електронами атомних орбіталей в багатоелектронних атомах базується на:

1. Принципі найменшої енергії.
2. Правилах Клечковського.
3. Принципі Паулі.
4. Правилі Гунда.
5. Правилі симетрії.

Розглянемо їх докладніше.

Принцип найменшої енергії.

Основною умовою стабільної електронної конфігурації атома є заповнення електронами атомних орбіталей по мірі зростання їх енергії. Тобто, кожен наступний електрон займає вільну атомну орбіталь з найменшою енергією. Послідовність заповнення орбіталей (зростання їх енергії) визначається правилами Клечковського.

Перше правило Клечковського.

Заповнення електронами енергетичних підрівнів відбувається по мірі зростання суми (n + l) – головного і побічного квантових чисел.

Якщо для двох атомних орбіталей значення (n + l) однакові, то згідно з другим правилом Клечковського, першою заповнюється електронами атомна орбіталь з меншим значенням n (головного квантового числа).

Для визначення послідовності заповнення електронами атомних орбіталей, вираховують енергію кожної орбіталі за сумою (n + l) (табл. 4.2 і рис. 4.6).

Таблиця 4.2

Послідовність заповнення електронами орбіталей в багатоелектронному атомі згідно з правилами Клечковського

Енергія	Мінімальна												Енергії 4f- і 5d-підрівнів близькі			Енергії 5f- і 6d-підрівнів близькі			Макси-мальна
Підрівень	1s	2s	2p	3s	3p	4s	3d	4p	5s	4d	5p	6s	4f	5d	6p	7s	5f	6d	7p
n	1	2	2	3	3	4	3	4	5	4	5	6	4	5	6	7	5	6	7
l	0	0	1	0	1	0	2	1	0	2	1	0	3	2	1	0	3	2	1
n + l	1	2	3	3	4	4	5	5	5	6	6	6	7	7	7	7	8	8	8

Рис. 4.6. Зміна енергії атомних орбіталей зі зростанням суми (n + l).

Як видно з рис. 4.6, близькі значення енергії мають 4s- і 3d-, 5s- і 4d- та 5p- і 4f-орбіталі (тобто однакову суму (n + l)), але згідно другого правила Клечковського заповнення відбувається в порядку зростання значення n.

Згідно принципу Паулі в атомі не може бути електронів з однаковим значенням всіх чотирьох квантових чисел. Оскільки електрон характеризується лише одним набором (n, l, m, s) квантових чисел, а одній орбіталі відповідає три (n, l, m) квантових числа, то згідно принципу Паулі для конкретної атомної орбіталі можливо стільки станів електрона, скільки значень має четверте квантове число (s – спінове, два значення). Тому на одній атомній орбіталі може одночасно перебувати не більше двох електронів. Графічно це показано на рис. 4.7. Сумарний спін спарених електронів рівний 0 (–½ + ½ = 0), а неспареного ­– +½.

Рис. 4.7. Розміщення неспареного (а) і спарених електронів на орбіталі.

Кількість електронів (N) на даному енергетичному рівні (n), визначається залежністю N = 2n², де n – головне квантове число.

Звідси випливає, що на першому енергетичному рівні (n = 1) може знаходитись N = 2×1² = 2 електрони на 1s-підрівні, на другому (n = 2) – N = 2×2² = 8 (2 електрони на 2s і 6 – на 2p підрівнях) і т.д. (табл. 4.3).

Таблиця 4.3

Максимальна кількість електронів на електронних рівнях і підрівнях

Енергетичний рівень	Енергетичний підрівень	Можливі значення магнітного квантового числа m	Кількість орбіталей		Максимальна кількість електронів
			у підрівні	у рівні	на підрівні	на рівні
K (n = 1)	s (l = 0)	0	1	1	2	2
L (n = 2)	s (l = 0) p (l = 1)	0 –1, 0, +1	1 3	4	2 6	8
M (n = 3)	s (l = 0) p (l = 1) d (l = 2)	0 –1, 0, +1 –2, –1, 0, +1, +2	1 3 5	9	2 6 10	18
N (n = 4)	s (l = 0) p (l = 1) d (l = 2) f (l = 3)	0 –1, 0, +1 –2, –1, 0, +1, +2 –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3	1 3 5 7	16	2 6 10 14	32

 

Згідно правила Гунда, найстійкішим станом атома є такий, у якому сумарний спін усіх його електронів максимальний.

Розглянемо це на прикладі атома Нітрогену, який містить 7 електронів. По 2 електрони розмістяться на 1s- i 2s-орбіталях, а ще 3 електрони можуть зайняти 2p-орбіталь у таких варіантах:

Як бачимо, лише у варіанті І, сумарний спін максимальний (+3/2). Тому така конфігурація є найстійкішою, а стан атома – основний. ІІ і ІІІ стани атома Нітрогену, коли сумарний спін не є максимальним, називають збудженими.

Правило симетрії.

На електронну будову деяких атомів впливає симетрія розподілу електронів по атомних орбіталях електронних підрівнів. Електронна конфігурація повністю і наполовину заповнених електронами підрівнів енергетично вигідніша, тому реалізація таких конфігурації ймовірніша, ніж конфігурацій з незавершеними підрівнями.

Утворення симетричних електронних конфігурацій можливе при переході електрона з одного електронного рівня на інший – явище електронного провалу.

Найчастіше “провалюються” електрони з близьких за енергіями s‑підрівнів наступного на d-підрівні попереднього електронного рівня. Це спостерігається у атомів Хрому, Купруму (з 4s- на 3d-підрівень), Молібдену, Аргентуму та Паладію (з 5s- на 4d-підрівень).

Приклади написання електронно-графічних формул атомів елементів за наведеними правилами представлені у п. “Електронні конфігурації та електронно-графічні формули елементів І – IV періодів”.