Д.Г. Кнорре, Л.Ф. Крылова, В.С. Музыкантов - Физическая химия (1134491), страница 10
Текст из файла (страница 10)
Энергетическая диаграмма орбиталей многоэлектронного атома представлена на рис. 12. Каждое орбитальное состояние на этой 45 микрочастиц, которые имеют полуцелые значения спинового числа (в том числе протонов, нейтронов и многих ядер). Каждой атомной орбитали соответствуют две спин-орбитали. Поэтому согласно принципу Паули на одной атомной орбитали, определяемой тремя квантовыми числами п, 1, пэ, может находиться не более двух электронов.
схеме изображено черточкой; на ием может разместиться ие более двух электронов с противоположными ориентациями спиноз. Электроны обозначаются вертикальными стрелками, причем разные иаправления стрелок соответствуют разным ориентациям спиноз. Энергетическая диаграмма на рис. 12 является приближенной. Оиа описывает порядок заполнения электронами атомных орби- талей большинства элементов.
Однако в иекоторых случаях наблюдаются отклонения, особенно для атомов тяжелых элементов, в которых отиосительиое расположение соседних уровней может изменяться. С помощью энергетической диаграммы можно изобразить любое состояние любого многоэлектроиного атома. Для этого необходимо рассмотреть основные состояния атомов, т. е. состояния с наимеиьшей вазможиой общей энергией, которая представляет собой суммарную энергию всех электронов. Очевидно, что для этого необходимо иачинать заполнение атомных орбиталей с наинизшего энергетического уровня. Основные состояния атомов Н и Не можно изобразить так: н+ы не+и Следующий за гелием атом лития уже ие может иметь все три электрона в 1з-состоянии, так как, согласно принципу Паули, в любом з-состояиии (! з, 2з, Зз и т. д.) может находиться не более двух электронов.
Поэтому третий электрон лития располагается иа следующей по энергии орбитали — 2з. В атоме бериллия заканчивается заполнение 2з-орбитали и с атома бора начинается заполнение 2р-орбиталей: Уже из этих примеров видно, что принцип Паули ограничивает наименьшее возможное зиачеиие энергии электрона, запрещая всем электронам занять иаииизший энергетический уровень.
Поэтому энергия отрыва от атома внешних электронов сравнительно невелика. Это свойство виешних электроиов в сочетании с присущей им определенной симметрией имеет решающее значение при образовании молекул. Состояние электронов в атоме ииогда записывают сокращенно путем перечисления символов орбиталей в порядке возрастания главного квантового числа и указания с помощью правого верхнего индекса числа электроиов в данном орбитальном состоянии.
Например, 11 1зз2з; В 1зз2зз2р. Такую запись называют электронной 4б конфигурацией элемента. Часто подобные записи сокращают, включая электронную конфигурацию предшествующего рассматриваемому элементу инертного газа, которая записывается в виде его символа, заключенного в квадратные скобки: 11 [Не)йа; В [Не[йзэйр. Следует отметить, что две формы представления электронных состояний атомов †энергетическ диаграммы н электронные конфигурации — не эквивалентны. Энергетическая диаграмма дает более детальную информацию, чем электронная конфигурация. Так, уже при переходе к следующему элементу — углероду, атом которого имеет 6 электронов, электронной конфигурации основного состояния 1э22эайра могут соответствовать различные электронные состояния, изображаемые энергетическими диаграммами: — — 2р -[-[- 2т 1-[- и б Оба состояния не противоречат принципу Паули.
В этом и других подобных случаях для выбора основного состояния следует применить первое правило Хуида. Согласно этому правилу электроны при данных значениях главного и азнмутального квантовых чисел стремятся расположиться так, чтобы суммарный спин был максимальным. Это означает, что в пределах заданных главного и азимутального квантовых чисел электроны стремятся заполнять разные орбитали. Аналогичные рассуждения справедливы и для атома азота. В случае кислорода добавляется четвертый 2р-электрон, который заполняет одну из уже частично заполненных 2р-орбиталей.
В атомах фтора и неона продолжается заполнение электронами 2р-орбиталей: Совокупность орбиталей с одним и тем же значением главного квантового числа называют электронным слоем. Электронные слои с и=1, 2, 3, ... называют К-слой, 1.-слой, М-слой и т. д. Как видно нз рис. 12, после 2э- и 2р-орбнталей начинается заполнение Зэ- и Зр-орбнталей. Следовательно, начиная с натрия [Е 11) и до аргона (Е= 18) добавляется восемь электронов совершенно аналогично заполнению второго электронного слоя: ф~- ы После заполнения всех Зр-орбиталей порядок заполнения следующих орбиталей усложняется. Казалось бы, резонно ожидать, что вслед за этим будет заполняться Ы-орбиталь. Однако на самом деле сначала заполняется 4з-орбиталь, так как ее уровень энергии оказывается ниже, чем уровень энергии ЗЫ-орбитали.
Таким образом, для следующих за аргоном элементов калии и кальции электронные конфигурации можно записать так: К(Аг14з Са [Аг14зз После заполнения 4з-орбитали, начиная со скандия (7=21), происходит заполнение Зо'-орбиталей. Ниже приведены энергетические диаграммы для первых пяти элементов с частично заполненными Зс~-орбиталями (приведены лишь третий и четвертый электронные слои): 48 На примере атома хрома видно, что в отдельных случаях правило Хунда приводит к некоторому нарушению описанного простого порядка заполнения орбиталей: основным состоянием оказывается состояние с полузаполненной 4з-орбиталью, что дает на единицу более высокое значение суммарного спина, чем если бы эта орбиталь была заполненной.
Пользуясь схемой, приведенной на рис. 12, а также изложенными принципами, не представляет труда написать электронную конфигурацию любого атома. Иногда требуется охарактеризовать суммарное состоянке электронной оболочки. Суммарные орбитальные состояния могут быть описаны суммарным орбитальным моментом импульса 1., который можно получить суммированием проекций моментов импульса отдельных электронов, т. е. практически суммированием соответствующих магнитных квантовых чисел. Если все электронные орбитали с заданными значениями квантовых чисел и и 1 заполнены, то суммарный момент импульса равен нулю. Поэтому суммарный орбитальный момент импульса определяется только теми орбиталями, которые не целиком заполнены (Р; гг- или Р).
Например, в основном состоянии в атоме кислорода в соответствии с первым правилом Хунда частично или полностью заполнены все три 2р-орбитали. Однако пара электронов может находиться на орбиталн с гн=б, и тогда два остальных электрона характеризуются значениями гп=! и лг= — 1. В итоге суммарный момент импульса характеризуется квантовым числом Е=+1+2 О+( — 1)=О. Если же пара электронов находится в состоянии с ж= +1 (или — 1), то Е=2(+1)+О+( — 1)= — 1 (нли -1).
Соответственно первое состояние будет Я-состоянием, а второе — Р-состоянием. Чтобы определить основное суммарное состояние, следует применить второе правило Хундп. Согласно этому правнлу в пределах состояний с заданными значениями квантовых чисел п и 1 электроны стремятся расположиться так, чтобы при заданном суммарном спине был максимален суммарный орбитальный момент. В силу сказанного основным состоянием из двух рассмотренных состояний атома О будет Р-состояние.
Суммарное электронное состояние характеризуют также суммарным спиновым числом Я, причем последнее изображается в виле числа 25+1, записанного в виде индекса сверху слева от символа орбитального состояния. Это число указывает, сколько имеется независимых сяиновых состояний, и называется мцльтиилетносгью. Так, для атома О в Р-состоянии мультиплетпость равна трем, поскольку в этом состоянии имеется два неспареняых электрона и суммарное спиновое число равно 1. Следовательно, основное состояние атома О есть состояние зР.
Для атома Ч максимальный суммарный орбитальный момент обеспечивается в случае, если три его неспаренных электрона займут состояния с лг й, 1 и О, В этом случае Е=З, т. е. имеет место Р-состояние. Мультиплетиость равна 4, поэтому это состояние обозначается 'Р. В основном состоянии в атоме Мп имеется по одному электрону в кавщом Зд-состоянии, суммарный орбитальный момент импульса равен нулю, а мультиплетность — б, т.
е. символ этого состояния зх. Иногда в виде индекса снизу справа указывают еще квантовое чксло У, характеризующее сумму орбитального и спинового моментов импульса, котоое при заданной комбинации значеаин А и Ю может принимать значения от Е з! до !Е+З!. Например, для атома О с Я=! и А=! возможны значения О, 1, 2 и соответственно возможны состояния эРь 'Р, и 'Рэ Суммарное состояние электронной оболочки называют гердом.
й л.З. опектронные конфигурации атомов и периодическая система зиементов 5) 5з; 4еТ; 5р; 6) бз; 4у; 512; бр 7) 73; Зг; Ы; Ур. 1) 1з; 2) 23; 2р; 3) Зт; Зр; 4) 43; ЗЫ; 4р; В каждой из этих групп максимально возможное число электронов возрастает в такой последовательности: 2, 8. 8, 18, 18, 32, 32,... В такой же последовательности изменяются числа элементов в периодах периодической системы, что позволяет установить закономерности заполнения орбиталей атомов периодической системы элементов (табл. 6). Таблица б.
Типы орбиталей, эаиолиаемык электроиами а кан- дан периоде периодической системы Период Орбитвли, ввполннеиыо и йерноде Число влмеентов и периоде 2.1=2 2(1+3) 8 2(1+3) =8 2(1+3+5) =18 2(1+3+5) =18 2(1+3+5+7) =32 Неэакопнеииый период 1э 2н, 2р зн. зр 4а, М 4р бн. 4б, 5р бт, 45 Ы, бр 7л,б).Ы, ...
Последний период системы не завершен, но можно с достаточной определенностью предсказать электронные конфигурации еще не известных элементов. Так электронная конфигурация элемента седьмого периода с атомным номером 117 должна быть: ~йп 5~~ебг(1а7зд7рэ ассматрнвая связь между электронной конфигурацией элемента и его положением в периодической системе, можно сделать некоторые обобщения: Изучение строения электронных оболочек атомов позволяет понять закономерности периодической системы элементов Д.
И. Менделеева. Орбнтали можно расположить в порядке возрастания энергии так, чтобы начало каждой группы соответствовало началу заполнения нового электронного слоя: 1. Начало каждого периода совпадает с началом образования нового электронного слоя. 2. Элементы гланных и побочных подгрупп отличаются характером заполняемых орбяталей. В атомах элементов главных подгрупп идет заполнение з- и р-орбиталей с главным квантовым числом, равным номеру периода (з- и р-элементы). В атомах элементов побочных подгрупп идет заполнение (и — 1)в(- илн (л — 2)(-орбиталей, где а — главное квантовое число, которое определяет число электронных слоев в атоме любого элемента. Основное отличие элементов побочных подгрупп ф- и 1-элементов) от элементов главных подгрупп состоит в том, что в атомах этих элементов заполняется не внешний электронный слой, а предшествующие ему, причем заполнение вв-орбиталей опаздывает на один период, а 1-орбиталь заполняется с опозданием на два периода.
Связь между положением элемента в периодической системе элементов и типом заполняемых орбиталей в его атомах отражена в табл. У. Электронное строение атомов изучают главным образом для того, чтобы понять природу того или иного химического соединения Таблица 7. Связь между положением олемеита а периодаческой системе и типом заполниенык електронами орбиталей и его атомее Побочные падгрупнм Главные подгруппы Период Ьвлементы д-влементы в-влементы р.влемеиты вЫ вЂ” 4Ве в — гвгЧе ~вА1 — гвАг вв1га — ~вМя мК вЂ” мСа вгЬс — вохп вгба — мКг йЬ вЂ” зг му' — мСб ег1п — ыхе мСз-мво вг1 а мН1 — ввНя ввтгв ~вв1 г мАс „,Кп ° Нимними иидонееми оеовнечены евомнме номере елементов.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
