чем определяется энергия подуровня
Чем определяется энергия подуровня
Почему в химии уделяют такое большое внимание распределению электронов по энергетическим уровням и подуровням в атоме?
Химические свойства элементов и их соединений определяются электронным строением валентного уровня их атомов. Именно с участием электронов валентного уровня возникают химические связи между атомами и образуется соединение (вещество). Поэтому важно понимать правила заполнения электронных оболочек, строение валентного уровня и составлять электронную конфигурацию атомов элементов.
Распределение электронов по атомным орбиталям (АО) происходит в соответствии с принципом наименьшей энергии, принципом Паули и правилом Гунда.
В многоэлектронных атомах электрон взаимодействует не только с ядром (электростатическое притяжение), но и с другими электронами (электростатическое отталкивание). В этом случае его энергия определяется не только главным `n`, но и орбитальным `l` квантовыми числами. Орбитальное число определяет форму орбиталей, и чем сложнее их форма, тем выше энергия подуровня, который они составляют. Таким образом, при одном и том же значении `n` энергия возрастает с ростом `l:`
В этом случае сумма спинов всех трех электронов (суммарный спин подуровня) будет равна `1/2+1/2+1/2=1 1/2`.
Если бы электроны расп оло жились так:
то суммарный спин был бы равен `1/2-1/2+1/2=1/2`.
Правило Гунда выведено на основании изучения атомных спектров. Квантово-механическая природа этого правила основана на том, что электроны с разными значениями `m_l` (в нашем примере `–1`; `0`; `+1`) наиболее пространственно удалены друг от друга и энергия их электростатического отталкивания минимальна.
3. Принцип Паули (или принцип запрета Паули) утверждает, что в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел.
Как следствие, на одной орбитали не может существовать более двух электронов. При этом их спины будут противоположными.
Все вышеизложенные правила определяют энергию электрона, электронную конфигурацию атома и местоположение элемента в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Каковы энергетические подуровни?
подуровни энергии в атоме они представляют собой форму, в которой электроны организованы в электронных слоях, их распределение в молекуле или атоме. Эти энергетические подуровни называются орбитали.
Электроны располагаются в электронных слоях атома определенным образом с помощью комбинации квантовых состояний. В тот момент, когда одно из этих состояний занято электроном, остальные электроны должны быть переведены в другое состояние..
введение
Орбитали обозначаются буквами s, p, d и f, то есть Sharp, Principle, Diffuse и Fundamental, и объединяются, когда атомы соединяются, образуя большую молекулу. Эти комбинации орбиталей находятся в каждом слое атома.
Например, в слое 1 атома есть S-орбитали, в слое 2 есть S и P-орбитали, внутри слоя 3 атома есть S, P и D-орбитали и, наконец, в слое 4 атома есть все S, P, D и F орбитали.
Также на орбиталях мы находим различные подуровни, которые в свою очередь могут хранить больше электронов. Орбитали на разных уровнях энергии похожи друг на друга, но занимают разные области в пространстве.
Первая орбита и вторая орбита имеют те же характеристики, что и орбита S, имеющие радиальные узлы, имеют большую вероятность сферического объема и могут содержать только два электрона. Тем не менее, они расположены на разных уровнях энергии и, следовательно, занимают разные места вокруг ядра.
Расположение в периодической таблице элементов
Таким образом, использование периодической таблицы для определения конфигурации электронов в атомах является ключевым. Элементы делятся на группы в соответствии с их электронными конфигурациями следующим образом:
Эта группа элементов имеет электрон, который обычно легко теряется, образуя положительно заряженный ион. Они самые активные металлы и самые реактивные.
Водород в данном случае является газом, но он входит в группу 1 Периодической таблицы элементов, поскольку у него также есть только один электрон. Водород может образовывать ионы с одним положительным зарядом, но для достижения его единственного электрона требуется гораздо больше энергии, чем для удаления электронов из других щелочных металлов. При образовании соединений водород обычно генерирует ковалентные связи.
Однако при очень высоких давлениях водород становится металлическим и ведет себя подобно остальным элементам своей группы. Это происходит, например, внутри ядра планеты Юпитер.
Группа 2 соответствует щелочноземельным металлам, так как их оксиды обладают щелочными свойствами. Среди элементов этой группы мы находим магний (Mg) и кальций (Ca). Их орбитали также принадлежат уровню S.
Переходные металлы, которые соответствуют группам от 3 до 12 в периодической таблице, имеют орбитали типа D.
Элементы таблицы, относящиеся к группе 13-18, соответствуют P. orbitals, и, наконец, элементы, известные как лантаноиды и актиниды, имеют орбитали с именем F.
Расположение электрона на орбитали
Электроны находятся на орбиталях атома как способ уменьшения энергии. Поэтому, если вы стремитесь увеличить энергию, электроны заполнят главные орбитальные уровни, удаляясь от ядра атома.
Мы должны учитывать, что электроны обладают свойством, известным как спин. Это квантовое понятие, которое определяет, среди прочего, спин электрона внутри орбитали. Что важно для определения вашей позиции на энергетических подуровнях.
Правила, определяющие положение электронов на орбиталях атома, следующие:
Это означает, что атомная орбита является энергетическим состоянием.
Электроны заполнят все орбитали на подуровнях, прежде чем столкнутся с противоположными спинами.
Специальные электронные конфигурации
Есть также атомы с особыми случаями энергетических подуровней. Когда два электрона занимают одну и ту же орбиту, они должны не только иметь разные спины (как указано в принципе исключения Паули), но и связь электронов немного увеличивает энергию.
В случае энергетических подуровней, наполовину полный и один полностью полный подуровни уменьшают энергию атома. Это приводит атом к большей стабильности.
Строение энергетических уровней
При изучении предыдущей темы мы узнали, чему равно максимальное число электронов на каждой орбитали, на различных энергетических уровнях и подуровнях.
Что еще нужно знать для установления строения электронной оболочки атома любого элемента? Для этого нужно знать порядок заполнения орбиталей электронами.
Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяет принцип наименьшей энергии (принцип минимума энергии):
Основное (устойчивое) состояние атома — это такое состояние, которое характеризуется минимальной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.
Орбитали одного подуровня имеют одинаковую энергию.
Например, три орбитали данного р-подуровня имеют одинаковую энергию.
Поэтому принцип наименьшей энергии определяет порядок заполнения энергетических подуровней: электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии.
Как показывает рисунок ниже, наименьшую энергию имеет 15-подуровень, который первым заполняется электронами.
Затем последовательно заполняется электронами следующие подуровни: 2s, 2р, 3s, 3р. После 3р-подуровня электроны заполняют 4, подуровень, так как он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень.
Это объясняется тем, что энергия подуровня определяется суммой главного и побочного квантовых чисел, т. е. суммой (n + l). Чем меньше эта сумма, тем меньше энергия подуровня. Если суммы n + l одинаковы для разных подуровней, то их энергия тем меньше, чем меньше главное квантовое число n. Изложенные правила были сформулированы в 1951 г. советским ученым В. М. Клечковским (правила Клечковского).
На подуровнях, которые показаны на рисунке, может разместиться 112 электронов. В атомах известных элементов находится от 1 до 110 электронов. Поэтому другие подуровни в основных состояниях атомов не заполняются электронами.
Наконец, осталось выяснить вопрос, в каком порядке электроны заполняют орбитам одного подуровня. Для этого нужно познакомиться с правилом Гунда:
На одном подуровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел (суммарного спина) было максимальным. Это соответствует устойчивому состоянию атома.
Рассмотрим, например, какое расположение трех электронов на р-подуровне соответствует устойчивому состоянию атома:
Рассчитаем абсолютное значение суммарного спина для каждого состояния:
Строение электронных оболочек (электронные конфигурации) атомов элементов I – IV периодов
Чтобы правильно изобразить электронные конфигурации различных атомов, нужно знать:
1) число электронов в атоме (равно порядковому номеру элемента);
2) максимальное число электронов на уровнях, подуровнях;
3) порядок заполнения подуровней и орбиталей.
Элементы I периода:
В таблицах представлены схемы электронного строения, электронные и электронно-графические формулы атомов элементов II, III и IV периодов.
Строение электронной оболочки атома
Атом состоит из ядра и электронной оболочки.
Электронная оболочка атома – это совокупность всех электронов в данном атоме.
Химические свойства элементов определяются строением электронных оболочек их атомов.
В 20-х годах ХХ в. ученые установили, что электрон имеет двойственную природу: он является одновременно частицей и волной (имеет свойства частицы и свойства волны).
Представление о двойственной природе электрона привело к созданию квантово-механической теории строения атома.
Согласно этой теории, электрон (как и другие микрочастицы) не имеет определенной траектории движения. Можно говорить только о вероятности нахождения электрона в разных частях атомного пространства.
Часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения данного электрона наибольшая (равна 90%), называется атомной орбиталью.
Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.
Атомная орбиталь и облако электрона, который занимает эту орбиталь, имеют одинаковый размер, одинаковую форму и одинаковое направление в пространстве.
Для характеристики орбиталей и электронов используются квантовые числа.
Энергия и размер орбитали и электронного облака характеризуются главным квантовым числом n.
Главное квантовое число принимает значения целых чисел от 1 до ∞(бесконечности): n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞
Орбитали, которые имеют одинаковое значение n, близки между собой по энергии и по размеру.
Совокупность орбиталей, которые имеют одинаковое значение главного квантового числа, — это энергетический уровень.
Энергетические уровни обозначаются большими буквами латинского алфавита.
Совокупность электронов, которые находятся на одном энергетическом уровне, — это электронный слой.
На одном энергетическом уровне могут находиться орбитали (электронные облака), которые имеют различные геометрические формы.
Форма орбиталей и облаков характеризуется побочным (орбитальным) квантовым числом l.
Для орбиталей данного энергетического уровня побочное (орбитальное) квантовое число принимает значения целых чисел от 0 до n-1.
Орбитали, для которых l = 0, имеют форму шара (сферы) и называются s-opбиталями (условно изображаются в виде окружности):
s –орбитали имеются на всех энергетических уровнях.
На K-уровне (на первом энергетическом уровне) имеется только s-орбиталь.
Орбитали, для которых l=1, имеют форму гантели и называются р-орбиталями:
р-Орбитали имеются на всех энергетических уровнях, кроме первого (K) уровня.
Орбитали с большими значениями l имеют более сложную форму и обозначаются так:
l = 2: d-орбитали;
l = 3: f-орбитали.
d-Орбитали есть на всех энергетических уровнях, кроме первого (K) и второго (L) уровней.
f-Oрбитали есть на всех энергетических уровнях, кроме первого (K), второго (L) и третьего (М) уровней.
Энергия орбиталей (Е), которые находятся на одном энергетическом уровне, но имеют различную форму, неодинакова:
Итак, каждая орбиталь и электрон, который находится на этой орбитали, характеризуются тремя квантовыми числами: главным n, побочным l и магнитным m1.
Электрон характеризуется еще одним — спиновым квантовым числом (от англ. to spin — кружить, вращать).
Спиновое квантовое число (спин электрона) ms, характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принимает только два значения: +1/2 и – 1/2.
Схематично это можно показать так:
Электрон со спином +1/2 — условно изображают так: ↑; со спином —1/2: ↓
Принцип Паули гласит:
В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.
Поэтому на одной орбитали не может быть больше двух электронов; эти два электрона имеют одинаковый набор трех квантовых чисел (n, l, m1) и должны отличаться спинами (спиновым квантовым числом ms:
Два электрона, которые находятся на одной орбитали, называются спаренными (или неподеленной электронной парой). Спаренные электроны являются электронами с противоположными (антипараллельными) спинами.