Правила заполнения электронных орбиталей

1. Принцип минимума энергии: из множества возможных состояний электрона реализуется то, в котором энергия атома минимальна. Этот принцип конкретизируется правилами Клечковского.

1). Из множества свободных орбиталей электрон займет ту, где меньше значение суммы (n+L).

2). Из множества свободных орбиталей с одинаковыми значениями сумм (n+L) электрон займет ту, где меньше n.

Элементарный анализ дает следующую последовательность заполнения электронных подуровней:

1s®

2s®2p®

3s®3p®

4s®3d®4p®

5s®4d®5p®

6s®4f®5d®6p®

7s®5f®6d®7p

2. Принцип Паули: в атоме не могут одновременно находиться электроны, состояние которых описывается одинаковыми значениями всех квантовых чисел. Следствие: на одной орбитали могут находиться максимум два электрона, у которых значения ms обязательно различны.

3. Правило Гунда:при заполнении подуровня модуль суммы спиновых квантовых чисел электронов должен быть максимально возможным. На практике это выполняется последовательным размещением на каждой орбитали подуровня сначала по одному электрону с параллельными спинами, а затем по второму с антипараллельными спинами.

 

Существуют некоторые нарушения правил заполнения электронных орбиталей, связанных с тем, что разница в энергиях электронов, расположенных на соседних электронных подуровнях, невелика. Это относится к подуровням 4s и 3d; 5s и 4d; 6s, 5d и 4f ; 7s, 6d и 5f.

Пример 1

Написать электронное строение атомов азота и титана.

Решение

Атом азота имеет №7, следовательно, в его атоме находится 7 электронов. На первом слое могут находиться максимум два электрона

↑↓                                    

 

Следовательно, на втором слое будут находиться оставшиеся 5 электронов, два на 2s-орбитали и три на 3р-орбитали, причем, в соответствии с правилом Гунда, каждый р-электрон занимает отдельную орбиталь:

↑↓   ↑ ↑ ↑                            

 

В итоге электронное строение атома азота будет иметь вид

↑↓                                    
↑↓   ↑ ↑ ↑                            
                                                         

 

В символьном виде

1s22s22p3 .

В последнем случае не видно, как расположены 2р- электроны. Если слой полностью заполнен, его можно указать с помощью буквы, обозначающей этот слой. В нашем примере полностью заполнен первый слой, поэтому электронное строение атома азота может быть записано в виде

К2s22p3.

Атом титана имеет №22. В соответствии с правилами заполнения в атоме титана сначала полностью заполняются первый и второй электронные слои:

↑↓                                    
↑↓   ↑↓ ↑↓ ↑↓                            
                                                             

Затем идет заполнение 3s- и 3p-подуровней:

↑↓   ↑↓ ↑↓ ↑↓                            

 

После этого заполняется 4s-подуровень

↑↓                                    

 

и лишь после этого недостающие два электроны поступают на 3d-подуровень:

↑↓   ↑↓ ↑↓ ↑↓   ↑ ↑                      

 

Таким образом, электронное строение атома титана может быть описано схемой:

↑↓                                    
↑↓   ↑↓ ↑↓ ↑↓                            
↑↓   ↑↓ ↑↓ ↑↓   ↑ ↑                      
↑↓                                    
                                                                   

В символьном виде

КL3s23p63d24s2 .

Электронное строение атомов и таблица химических элементов

 

S-Элементами называются элементы, в атомах которых последний электрон поступает на s-подуровень. Аналогично определяются p-элементы, d-элементы и f-элементы.

Начало каждого периода соответствует открытию нового электронного слоя. Номер периода равен номеру открываемого электронного слоя. Каждый период, кроме первого, заканчивается заполнением р-подуровня слоя, открытого в начале этого периода. В первом периоде содержатся только s-элементы (два). В четвертом и пятом периодах между s-(два) и р-элементами (шесть) расположены d-элементы (десять). В шестом и седьмом за парой s-элементов расположен (в нарушение правил Клечковского) один d-элемент, затем четырнадцать f-элементов (они помещены отдельными строками в нижней части таблицы - лантаноиды и актиноиды), затем девять d-элементов и, как всегда, периоды заканчиваются шестью р-элементами.

По вертикали таблица делится на 8 групп, каждая группа - на главную и побочную подгруппы. В главных подгруппах находятся s- и р-элементы, в побочных - d-элементы. Главную подгруппу определить легко- в ней находятся элементы 1-3 периодов. Строго под ними расположены остальные элементы главной подгруппы. Элементы побочной подгруппы располагаются в стороне (слева или справа).

Валентность атомов

В классическом представлении валентность определяется числом неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии атомов. Основное состояние - электронное состояние атома, в котором его энергия минимальна. Возбужденное состояние - электронное состояние атома, соответствующее переходу одного или нескольких электронов с орбитали с меньшей энергией на свободную орбиталь с большей энергией. Для s- и р-элементов возможен переход электронов только в пределах внешнего электронного слоя. Для d-элементов возможны переходы в пределах d-подуровня предвнешнего слоя и s- и р-подуровней внешнего слоя. Для f-элементов возможны переходы в пределах (n-2)f-, (n-1)d-, ns- и np-подуровней, где n- номер внешнего электронного слоя. Валентными электронами называются электроны, определяющие валентность атома в его основном или возбужденном состоянии. Валентный электронный слой - слой, на котором расположены валентные электроны.

Пример 2

Описать с помощью квантовых чисел электроны внешнего слоя атома серы и валентные электроны железа (основное состояние). Указать возможные валентности и степени окисления атомов этих элементов.

Решение

1). Атом серы.

Сера имеет порядковый номер 16. Она находится в третьем периоде, шестой группе, главной подгруппе. Следовательно, это р-элемент, внешний электронный слой - третий, он и является валентным. На нем шесть электронов. Электронное строение валентного слоя имеет вид

 

 

Œ Ž  ‘

↑↓   ↑↓ ↑ ↑                            

Для всех электронов n=3, т. к. они расположены на третьем слое. Рассмотрим их по порядку:

Œ n=3, L=0 (электрон расположен на s-орбитали), ml=0 (для s-орбитали возможно только такое значение магнитного квантового числа), ms=+1/2 (вращение вокруг собственной оси происходит по часовой стрелке);

 n=3, L=0, ml=0 (эти три квантовых числа такие же, как и у первого электрона, т. к. оба электрона находятся на одной орбитали), ms= -1/2 (только здесь проявляется различие, требуемое по принципу Паули);

Ž n=3, L=1 (это р-электрон), ml=+1 (из трех возможных значений ml= ±1, 0 для первой р-орбитали выбираем максимальное, это рх-орбиталь), ms= +1/2;

 n=3, L=1, ml= +1, ms=-1/2;

 n=3, L=1, ml= 0 (это ру-орбиталь), ms= +1/2;

‘ n=3, L=1, ml= -1 (это рz-орбиталь), ms= +1/2.

Рассмотрим валентности и степени окисления серы. На валентном слое в основном состоянии атома имеются две электронные пары, два неспаренных электрона и пять свободных орбиталей. Следовательно, валентность серы в этом состоянии II. Сера - неметалл. До завершения слоя ей не хватает двух электронов, поэтому в соединениях с атомами менее электроотрицательных элементов, например, с металлами, она может проявлять минимальную степень окисления -2. Распаривание электронных пар возможно, т. к. на этом слое есть свободные орбитали. Следовательно, в первом возбужденном состоянии (S* )

↑↓   ↑ ↑ ↑   ↑                        

 

атом серы может иметь валентность IV, а во втором (S**) VI:

↑   ↑ ↑ ↑   ↑ ↑                      

В соединениях с атомами более электроотрицательных элементов, например, кислородом, все шесть валентных электронов могут быть смещены от атомов серы, поэтому ее максимальная степень окисления +6.

2). Железо.

Порядковый номер железа 26. Оно расположено в четвертом периоде, в восьмой группе, побочной подгруппе. Это d-элемент, шестой в ряду d-элементов четвертого периода. Валентные электроны железа (восемь) расположены на 3d-подуровне (шесть, в соответствии с положением в ряду d-элементов) и на 4s-подуровне (два):

Œ Ž   ‘

↑↓   ↑↓ ↑↓ ↑↓   ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑                

’“

↑↓                                    

Рассмотрим их по порядку:

Πn=3, L=2, ml= +2, ms= +1/2;

 n=3, L=2, ml= +2, ms= -1/2;

Ž n=3, L=2, ml= +1, ms= +1/2;

 n=3, L=2, ml= 0, ms= +1/2;

 n=3, L=2, ml= -1, ms= +1/2;

‘ n=3, L=2, ml= -2, ms= +1/2;

’ n=4, L=0, ml= 0, ms= +1/2;

“ n=4, L=0, ml= 0, ms= -1/2.

Валентность

На внешнем слое нет неспаренных электронов, поэтому минимальная валентность железа (II) проявляется в возбужденном состоянии атома:

↑↓   ↑↓ ↑↓ ↑↓   ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑                
↑   ↑                                
                                             

После того, как будут использованы электроны внешнего слоя, в образование химических связей могут быть задействованы 4 неспаренных электрона 3d-подуровня. Следовательно, максимальная валентность железа VI.

Степень окисления

Железо – металл, поэтому для него характерны положительные степени окисления от +2 (задействованы электроны 4s-подуровня) до +6 (задействованы 4s- и все неспаренные 3d-электроны).