Правила и принципы заполнения АО электронами

1. Принцип минимальной энергии – в основном состоянии первыми заполняются орбитали с наименьшей энергией, соответствующие наиболее устойчивому состоянию. АО с min энергией – это 1s.

Последовательность заполнения энергетических уровней:

n=1 → n=2 → n=3 → n=4 и т.д.

2. Правило В. Клечковского - увеличение энергии орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n + l), а при равной сумме (n + l) - в порядке возрастания n:

1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈5d≈4f<6p<7s≈6d≈5f<7p

Для 4s-АО сумма (n+l)=4+0=4. Для 4-АО сумма (n+l)=4+1=5. Для 3d-АО сумма (n+l) =3+2=5. Поэтому сначала заполняется электронами 4s-АО (₁₉K, ₂₀Ca), затем 3d-АО (от ₂₁Sc до ₃₀Zn) и потом 4р-АО (₃₁Ga, ₃₂Ge…..).

3. Принцип запрета Паули - в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором четырех квантовых чисел n, l, m_l, m_s. Следовательно, на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные спины (↑↑ или ↓↓ - невозможно).

4. Правило Гунда – электроны, имеющие одинаковое значение l, но разное m _l занимают АО так, чтобы сумма спиновых чисел была максимальной (знак не имеет значения).

р ⁴

Max ∑ m_s = ½ - ½ + ½ + ½ = 1

Электронная конфигурация атома - запись распределения электронов в атоме по уровням и подуровням. Формирующий электрон – ē, который последним заполняет орбитали атома и.

₁₅Р 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ - полная электронная формула.

Р … 3s² 3p³ 3s 3p

краткая электронная конфигурация.

Формирующий электрон 3p³: n=3, l =1; m _l = -1,0,+1 (одно из трех значений), m_s=+½ или -½.

Валентные электроны составляют краткую электронную конфигурацию атома

В ПСЭ различают 4 группы элементов, называемых по формирующему электрону s-, p-, d-, f- элементы.

Краткая электронная конфигурация:

· для s-элементов (подгруппы IА, IIА, Н и Не) ns^1-2, n- номер периода

пример: ₁₉К …4s¹

· для p- элементов (IIIА–VIIIА) ns²np^1-6,

пример: ₄B …2s²2p¹

^· для d-элементов (IБ–VIIIБ) (n-1)d^1-10ns^{2(1,0 )}

где (n-1) – предвнешний энергетический уровень,

пример: ₂₁Sc …3d¹4s²

(– у Pd; ns^1,0 –«провал» ns- электронов на (n-1)d-подуровень, это связано с более низкой энергией конфигурации (n-1)d¹⁰ и (n-1)d⁵по сравнению с d⁹ и d⁴)

· для f-элементов (лантанидов и актинидов) (n-2)f^1-14(n-1)d¹⁽⁰⁾ns²

где (n-2) – предпредвнешний энергетический уровень (d⁰ –«провал» d-электрона)

пример: ₆₄Gd …4 f⁷ 5d¹ 6 s²

Валентность - способность атома образовывать определенное число химических связей. Валентность по обменному механизму равна числу внешних неспаренных электронов в атоме. Различают валентность в основном (В) и возбужденном (В*) состоянии атома.

Кислород, азот и фтор – возбужденного состояния нет (нет 2d-подуровня).

Распаривание электронов возможно только в пределах одного энергетического уровня.

У магния Mg…3s² в основном состоянии нет неспаренных электронов (В=0), при переходе в возбужденное состояние и распаривании 3s-ē В*=2.

Хлор Cl…3s²3p⁵ (аналог фтора) – валентности: В=1, В*= 3, 5, 7 - вследствие наличия свободных d -орбиталей на третьем энергетическом уровне

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: