Строение многоэлектронных атомов

При составлении электронных формул многоэлектронных атомов учитывают: принцип минимальной энергии, принцип Паули, правило Гунда и правила Клечковского.

Принцип минимальной энергии. Согласно этому принципу, электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии.

Принцип запрета Паули. В 1925 году В. Паули постулировал принцип запрета, согласно которому в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, l, m_l и m_s. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины.

Максимальное число электронов на уровне: N = 2n².

Правило Гунда. Распределение электронов по различным орбиталям обусловливается отталкиванием электронов. Электроны одного подуровня в атоме располагаются так, что суммарное спиновое число их максимально. Например, для орбиталей p-подуровня:

Правильно: ↑↑ ↑↑ ↑↑ Σ_s = +1/2 + 1/2 +1/2 = 3/2

Не правильно: ↑↓ ↑↑ ↑↑ Σ_s = +1/2 – 1/2 + 1/2 = 1/2

В соответствии с этим правилом, заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. При этом распределение электронной плотности в пространстве будет наиболее симметричным, что уменьшает отталкивание электронов. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, начинается их заполнение вторыми электронами с противоположными спинами.

Правила В.М. Клечковского. В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру. Поэтому последовательность возрастания энергий орбиталей в многоэлектронных атомах изменяется. В таких случаях заполнение последующих энергетических уровней начинается до того, как завершается заполнение электронами предыдущих уровней. Так, 4s-электроны появляются в атомах при незаполненных еще 3d-орбиталях.

Правила заполнения электронных орбиталей в многоэлектронных атомах были сформулированы В.М. Клечковским в 1952 году.

1. Заполнение электронных орбиталей в атомах с увеличением порядкового номера происходит последовательно, в порядке возрастания суммы n + l.

2. При одинаковых значениях сумм (n + l) сначала заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа.

Порядок заполнения электронами подуровней происходит в следующей последовательности: 1s 2s 2р 3s 3р 4s 3d 4р 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7р.

Некоторые отклонения в строении энергетических уровней, наблюдаемые в атомах хрома (₂₄Cr), меди (₂₉Cu), молибдена (₄₂Мo), палладия (₄₆Pd), серебра (₄₇Ag), гадолиния (₆₄Gd), золота (₇₉Au), могут быть объяснены особой устойчивостью наполовину и полностью заполненных орбиталей подуровня. Так, устойчивыми конфигурациями d-подуровня являются d⁵ и d¹⁰, а у f-подуровня – f⁷ и f¹⁴. Устойчивая конфигурация достигается проматированием (провалом) электрона из s-подуровня более высокого энергетического уровня.

Для успешного составления электронной формулы изолированных атомов различных химических элементов нужно учитывать их положение в периодической системе.