Livelli energetici e sottolivelli degli orbitali atomici. Come vengono riempiti i livelli elettronici, i sottolivelli e gli orbitali man mano che l'atomo diventa più complesso

atomo multielettronico

Livello energetico n	Sottolivello energetico	Notazione orbitale	Numero di orbitali n	Numero di elettroni 2n
l	tipo di orbitale
		S	1s
2		s pag	2s 2p	3 4	2 8
3		s p d	3s 3p 3d	3 9	6 18
4		s p d f	4s 4p 4d 4f	3 16	6 32

Numero quantico magnetico m l all'interno di questo sottolivello ( n, l = cost) prende tutti i valori interi da + l prima - io, compreso lo zero. Per il sottolivello s ( n = cost, l = 0) è possibile un solo valore ml = 0, da cui ne consegue che il sottolivello s di qualsiasi livello di energia (dal primo al settimo) contiene un s-AO.

Per il sottolivello p ( n> 1, l = 1) m l può assumere tre valori +1, 0, -1, quindi il p-sottolivello di qualsiasi livello di energia (dal secondo al settimo) contiene tre p-AO.

Per il sottolivello d ( n> 2, l = 2) m l ha cinque valori +2, +1, 0, -1, -2 e, di conseguenza, d- il sottolivello di qualsiasi (dal terzo al settimo) livello energetico ne contiene necessariamente cinque d- AO.

Allo stesso modo, per ciascuno f- sottolivello ( n> 3, l = 3) m ha sette valori +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 e quindi qualsiasi f- il sottolivello ne contiene sette f- AO.

Così, ogni orbitale atomico è determinato in modo univoco da tre numeri quantici: il principale n, orbitale l e magnetico m l.

In n = cost tutti i valori relativi ad un dato livello di energia sono rigorosamente definiti l, e quando l = cost - tutti i valori relativi a un dato sottolivello di energia m l.

A causa del fatto che ogni orbitale può essere riempito con un massimo di due elettroni, il numero di elettroni che possono essere ospitati in ogni livello e sottolivello di energia è il doppio del numero di orbitali in un dato livello o sottolivello. Poiché gli elettroni nello stesso orbitale atomico hanno gli stessi numeri quantici n, l e m l, quindi per due elettroni in un orbitale, viene utilizzato il quarto, numero quantico di spin s, che è determinato dallo spin dell'elettrone.

Secondo il principio di Pauli, si può affermare che ogni elettrone in un atomo è caratterizzato in modo univoco dal proprio insieme di quattro numeri quantici: il principale n, orbitale l, magnetico m e girare s.

La popolazione di livelli energetici, sottolivelli e orbitali atomici da parte di elettroni obbedisce alla seguente regola (principio di energia minima): Nello stato non eccitato, tutti gli elettroni hanno l'energia più bassa.

Ciò significa che ciascuno degli elettroni che riempiono il guscio di un atomo occupa un tale orbitale che l'atomo nel suo insieme ha un'energia minima. Un successivo aumento quantico dell'energia dei sottolivelli si verifica nel seguente ordine:

1S- 2S- 2p- 3S- 3p- 4S- 3d- 4p- 5S-…..

Il riempimento degli orbitali atomici entro un sottolivello di energia avviene secondo la regola formulata dal fisico tedesco F. Hund (1927).

La regola di Hund: gli orbitali atomici appartenenti allo stesso sottolivello vengono riempiti ciascuno prima con un elettrone, quindi vengono riempiti con un secondo elettrone.

La regola di Hund è anche chiamata principio di massima molteplicità, cioè la direzione parallela massima possibile degli spin degli elettroni di un sottolivello di energia.

Al livello di energia più alto di un atomo libero, non possono esserci più di otto elettroni.

Vengono chiamati gli elettroni situati al livello di energia più alto di un atomo (nello strato di elettroni esterno). esterno; Il numero di elettroni esterni in un atomo di qualsiasi elemento non è mai superiore a otto. Per molti elementi, è il numero di elettroni esterni (con sottolivelli interni pieni) che determina in gran parte le loro proprietà chimiche. Per altri elettroni i cui atomi hanno un sottolivello interno non riempito, come 3 d- il sottolivello di atomi di elementi come Sc, Ti, Cr, Mn, ecc., le proprietà chimiche dipendono dal numero di elettroni sia interni che esterni. Tutti questi elettroni sono chiamati valenza; nelle formule elettroniche abbreviate degli atomi, sono scritti dopo il simbolo del nucleo atomico, cioè dopo l'espressione tra parentesi quadre.

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Secondo i limiti delle variazioni del numero quantico orbitale da 0 a (n-1), è possibile un numero strettamente limitato di sottolivelli in ogni livello di energia, ovvero: il numero di sottolivelli è uguale al numero di livello.

La combinazione dei numeri quantici principale (n) e orbitale (l) caratterizza completamente l'energia di un elettrone. La riserva di energia di un elettrone è riflessa dalla somma (n+l).

Quindi, ad esempio, gli elettroni del sottolivello 3d hanno un'energia maggiore degli elettroni del sottolivello 4s:

L'ordine in cui i livelli e i sottolivelli di un atomo sono riempiti di elettroni è determinato da regola V.M. Klečkovskij: il riempimento dei livelli elettronici dell'atomo avviene sequenzialmente in ordine di somma crescente (n + 1).

In base a ciò, viene determinata la reale scala energetica dei sottolivelli, in base alla quale vengono costruiti i gusci di elettroni di tutti gli atomi:

1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…

3. Numero quantico magnetico (ml) caratterizza la direzione della nuvola di elettroni (orbitale) nello spazio.

Più complessa è la forma della nuvola di elettroni (cioè, maggiore è il valore di l), più variazioni nell'orientamento di questa nuvola nello spazio e più stati energetici individuali dell'elettrone esistono, caratterizzati da un certo valore del magnetismo numero quantico.

Matematicamente m l prende valori interi da -1 a +1, incluso 0, cioè valori totali (21+1).

Designiamo ogni singolo orbitale atomico nello spazio come una cella di energia ð, quindi il numero di tali celle nei sottolivelli sarà:

Poduro-ven	Possibili valori m l	Il numero di stati energetici individuali (orbitali, celle) nel sottolivello
s (l=0)		uno
p (l=1)	-1, 0, +1	tre
d (l=2)	-2, -1, 0, +1, +2	cinque
f (l=3)	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	Sette

Ad esempio, un orbitale s sferico è diretto in modo univoco nello spazio. Gli orbitali a forma di manubrio di ciascun sottolivello p sono orientati lungo tre assi di coordinate

4. Numero quantico di spin m s caratterizza la rotazione dell'elettrone attorno al proprio asse e assume solo due valori:

p- sottolivello + 1 / 2 e - 1 / 2, a seconda del senso di rotazione in una direzione o nell'altra. Secondo il principio di Pauli, in un orbitale non possono trovarsi più di 2 elettroni con spin opposti (antiparalleli):

Tali elettroni sono chiamati accoppiati Un elettrone spaiato è schematicamente rappresentato da una singola freccia:.

Conoscendo la capacità di un orbitale (2 elettroni) e il numero di stati energetici nel sottolivello (m s), possiamo determinare il numero di elettroni nei sottolivelli:

Puoi scrivere il risultato in modo diverso: s 2 p 6 d 10 f 14 .

Questi numeri devono essere ben ricordati per la corretta scrittura delle formule elettroniche dell'atomo.

Quindi, quattro numeri quantici - n, l, ml , m s - determinano completamente lo stato di ciascun elettrone in un atomo. Tutti gli elettroni in un atomo con lo stesso valore di n costituiscono un livello di energia, con gli stessi valori di n e l - un sottolivello di energia, con gli stessi valori di n, l e m l- un orbitale atomico separato (cella quantistica). Gli elettroni nello stesso orbitale hanno spin diversi.

Tenendo conto dei valori di tutti e quattro i numeri quantici, determiniamo il numero massimo di elettroni nei livelli di energia (strati elettronici):

Un gran numero di elettroni (18.32) è contenuto solo negli strati di elettroni profondi degli atomi, lo strato di elettroni esterno può contenere da 1 (per idrogeno e metalli alcalini) a 8 elettroni (gas inerti).

È importante ricordare che il riempimento di gusci di elettroni con elettroni avviene secondo principio di minima energia: Vengono riempiti prima i sottolivelli con il valore di energia più basso, quindi quelli con i valori più alti. Questa sequenza corrisponde alla scala energetica di V.M. Klečkovskij.

La struttura elettronica di un atomo è visualizzata da formule elettroniche, che indicano i livelli di energia, i sottolivelli e il numero di elettroni nei sottolivelli.

Ad esempio, l'atomo di idrogeno 1 H ha solo 1 elettrone, che si trova nel primo strato dal nucleo al sottolivello s; la formula elettronica dell'atomo di idrogeno è 1s 1.

L'atomo di litio 3 Li ha solo 3 elettroni, 2 dei quali si trovano nel sottolivello s del primo strato e 1 è posto nel secondo strato, che inizia anche con il sottolivello s. La formula elettronica dell'atomo di litio è 1s 2 2s 1.

L'atomo di fosforo 15 P ha 15 elettroni situati in tre strati di elettroni. Ricordando che il sottolivello s non contiene più di 2 elettroni e il sottolivello p non ne contiene più di 6, posizioniamo gradualmente tutti gli elettroni in sottolivelli ed elaboriamo la formula elettronica dell'atomo di fosforo: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Quando si compila la formula elettronica dell'atomo di manganese 25 Mn, è necessario tenere conto della sequenza di aumento dell'energia del sottolivello: 1s2s2p3s3p4s3d…

Distribuiamo gradualmente tutti i 25 elettroni Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .

La formula elettronica finale dell'atomo di manganese (tenendo conto della distanza degli elettroni dal nucleo) si presenta così:

1s2

2s 2 2p 6

3s 2 3p 6 3d 5

4s 2

La formula elettronica del manganese corrisponde pienamente alla sua posizione nel sistema periodico: il numero di strati elettronici (livelli energetici) - 4 è uguale al numero del periodo; ci sono 2 elettroni nello strato esterno, il penultimo strato non è completato, che è tipico per i metalli dei sottogruppi secondari; il numero totale di elettroni di valenza mobili (3d 5 4s 2) - 7 è uguale al numero del gruppo.

A seconda di quale dei sottolivelli di energia nell'atomo -s-, p-, d- o f- è accumulato per ultimo, tutti gli elementi chimici sono suddivisi in famiglie elettroniche: elementi s(H, He, metalli alcalini, metalli del sottogruppo principale del 2° gruppo del sistema periodico); elementi p(elementi dei principali sottogruppi 3, 4, 5, 6, 7, 8° gruppo del sistema periodico); d-elementi(tutti i metalli dei sottogruppi secondari); elementi f(lantanidi e attinidi).

Le strutture elettroniche degli atomi sono una giustificazione teorica profonda per la struttura del sistema periodico, la lunghezza dei periodi (cioè il numero di elementi nei periodi) deriva direttamente dalla capacità degli strati elettronici e dalla sequenza di energia crescente dei sottolivelli:

Ogni periodo inizia con un elemento s con una struttura dello strato esterno di s 1 (metallo alcalino) e termina con un elemento p con una struttura dello strato esterno di ... s 2 p 6 (gas inerte). Il 1° periodo contiene solo due elementi s (H e He), il 2° e il 3° piccoli periodi contengono ciascuno due elementi s e sei elementi p. Nel 4° e 5° grande periodo tra gli elementi s e p, 10 elementi d ciascuno sono "incastrati" - metalli di transizione, assegnati a sottogruppi laterali. Nei periodi VI e VII, alla struttura analoga vengono aggiunti altri 14 elementi f, che sono simili nelle proprietà rispettivamente al lantanio e all'attinio e isolati come sottogruppi di lantanidi e attinidi.

Quando si studiano le strutture elettroniche degli atomi, prestare attenzione alla loro rappresentazione grafica, ad esempio:

13 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

vengono utilizzate entrambe le versioni dell'immagine: a) e b):

Per la corretta disposizione degli elettroni negli orbitali, è necessario sapere Regola di Gund: gli elettroni nel sottolivello sono disposti in modo che il loro spin totale sia massimo. In altre parole, gli elettroni occupano prima tutte le celle libere del sottolivello dato una per una.

Ad esempio, se è necessario posizionare tre elettroni p (p 3) in un sottolivello p, che ha sempre tre orbitali, allora delle due opzioni possibili, la prima opzione corrisponde alla regola di Hund:

Ad esempio, consideriamo il circuito elettronico grafico di un atomo di carbonio:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Il numero di elettroni spaiati in un atomo è una caratteristica molto importante. Secondo la teoria del legame covalente, solo gli elettroni spaiati possono formare legami chimici e determinare le capacità di valenza di un atomo.

Se ci sono stati di energia libera (orbitali non occupati) nel sottolivello, l'atomo, dopo l'eccitazione, "vapore", separa gli elettroni accoppiati e le sue capacità di valenza aumentano:

6 C 1s 2 2s 2 2p 3

Il carbonio nello stato normale è 2-valente, nello stato eccitato è 4-valente. L'atomo di fluoro non ha opportunità di eccitazione (perché tutti gli orbitali dello strato di elettroni esterno sono occupati), quindi il fluoro nei suoi composti è monovalente.

Esempio 1 Cosa sono i numeri quantici? Quali valori possono assumere?

Decisione. Il moto di un elettrone in un atomo ha un carattere probabilistico. Lo spazio circumnucleare, in cui un elettrone può trovarsi con la più alta probabilità (0,9-0,95), è chiamato orbitale atomico (AO). Un orbitale atomico, come ogni figura geometrica, è caratterizzato da tre parametri (coordinate), detti numeri quantici (n, l, m l). I numeri quantici non accettano alcuno, ma determinati, valori discreti (discontinui). I valori vicini dei numeri quantici differiscono di uno. I numeri quantici determinano la dimensione (n), la forma (l) e l'orientamento (m l) di un orbitale atomico nello spazio. Occupando l'uno o l'altro orbitale atomico, un elettrone forma una nuvola di elettroni, che può avere una forma diversa per gli elettroni dello stesso atomo (Fig. 1). Le forme delle nuvole di elettroni sono simili a AO. Sono anche chiamati orbitali elettronici o atomici. La nuvola di elettroni è caratterizzata da quattro numeri (n, l, m 1 e m 5).

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