Строение электронных оболочек атомов: квантовые числа, принцип Паули, правило Хунда

В современной квантово-механической модели состояние каждого электрона в атоме однозначно описывается набором четырех квантовых чисел:

1. Главное квантовое число n (n = 1, 2, 3, 4, ...): определяет общий энергетический уровень электрона и размер электронного облака (совпадает с номером периода).

2. Орбитальное (побочное) квантовое число l (l = 0, 1, ..., n-1): определяет форму орбитали и подуровень (l=0 — s-орбиталь, сфера; l=1 — p-орбиталь, гантель; l=2 — d-орбиталь, четырехлепестковая розетка; l=3 — f-орбиталь).

3. Магнитное квантовое число m_l (m_l = -l, ..., 0, ..., +l): определяет пространственную ориентацию орбитали во внешнем магнитном поле (для s: 1 ориентация; для p: 3 ориентации px, py, pz; для d: 5 ориентаций; для f: 7 ориентаций).

4. Спиновое квантовое число m_s (m_s = +1/2 или -1/2): характеризует собственный квантовый момент импульса (спин) электрона.

Распределение электронов по уровням и подуровням подчиняется трем строгим фундаментальным законам природы:

1. Принцип наименьшей энергии (Правила Клечковского):

Электроны последовательно заполняют орбитали в порядке возрастания суммы квантовых чисел (n + l). При равных значениях суммы (n + l) сначала заполняется подуровень с меньшим n.

Ряд возрастания энергии: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d.

Именно поэтому 4s-подуровень заполняется РАНЬШЕ, чем 3d!

2. Принцип запрета Паули (1925 г.):

В одном атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех 4 квантовых чисел. На одной орбитали могут находиться не более двух электронов, причем только с противоположными (антипараллельными) спинами: ↑↓.

3. Правило Хунда (Гунда):

В пределах одного подуровня электроны располагаются так, чтобы суммарный спин был максимален (сначала по одному электрону в каждую ячейку подуровня с параллельными спинами: ↑ ↑ ↑, а затем происходит спаривание).

У переходных металлов (d-элементов 4-го периода от Sc до Zn) происходит достройка внутреннего 3d-подуровня при наличии двух электронов на внешнем 4s-уровне: Sc [Ar]3d¹4s², Ti [Ar]3d²4s², ..., Fe [Ar]3d⁶4s².

Феномен «проскока» (провала) электрона:

Особой термодинамической устойчивостью обладают наполовину заполненные (d⁵) и полностью заполненные (d¹⁰) d-подуровни благодаря симметрии и обменной стабилизации. Поэтому у атомов хрома Cr и меди Cu один электрон самопроизвольно «проскакивает» с 4s-подуровня на 3d-подуровень:

• Хром ₂₄Cr: ожидалось 3d⁴4s², фактически [Ar] 3d⁵ 4s¹ (наполовину завершенный устойчивый d⁵);

• Медь ₂₉Cu: ожидалось 3d⁹4s², фактически [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ (полностью завершенный устойчивый d¹⁰).

Аналогичный проскок наблюдается во 2-м и 3-м переходных рядах у Mo, Ag, Au.

Анализ электронного строения d- и f-элементов:

Опасные ловушки ЕНТ по строению атома:

1. Число валентных электронов d-элементов:

У s- и p-элементов валентными являются только электроны внешнего уровня. У d-элементов валентными являются электроны внешнего s-слоя И предвнешнего d-подуровня!

Например, у марганца Mn (Z = 25): [Ar] 4s² 3d⁵ число валентных электронов равно 2 + 5 = 7 (максимальная с.о. +7 в KMnO₄)!

2. Образование катионов d-металлов:

При ионизации электроны УХОДЯТ СНАЧАЛА С ВНЕШНЕГО 4s-уровня, а не с 3d!

Например: Fe⁰: [Ar] 4s² 3d⁶ → Fe²⁺: [Ar] 3d⁶ (а не 4s² 3d⁴!).