Заповнення орбіталей

Набори значень квантових чисел для різних атомних орбіталей:

Заповнення Орбіталей

 

Під час заповнення електронами атомних орбіталей дотримуються наступні три правила:

 

1. Принцип стійкості (принцип мінімальної енергії). Орбіталі заповнюються починаючи з мають саму низьку енергію і далі в порядку її підвищення. У цьому випадку енергія атома є мінімальною, а стійкість – максимальною.

енергетична послідовність легко може бути описана за допомогою правила суми перших двох квантових чисел (n+l. Це правило носить назву правила Клечковского (1951 р.):

При заповненні орбітальних оболонок атома більш кращі (більш енергетично вигідні), і, значить, заповнюються раніше ті стани, для яких сума головного квантового числа n та побічної (орбітального) квантового числа l, тобто n+l, має менше значення.

Наприклад, орбіталь 4s, для якої n+l = 4+0 = 4, заповнюється раніше, ніж орбіталь 3d, де сума n+l = 3+2 = 5.

При рівності сум нижче по енергії знаходиться орбіталь з меншим значенням головного кантовой числа. Так, орбіталь 3d має більш низьку енергію, ніж 4р.

Звичайний порядок заповнення атомних орбіталей:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f =5d < 6p < 7s < 5f=6d …

Кількість орбіталей на кожному електронному рівні

 

2. Принцип Паулі: в атомі не може бути двох електронів, у яких усі чотири квантові числа були б однаковими.

 

На будь-якій орбіталі може знаходитись не більше двох електронів і лише в тому разі, якщо вони мають протилежно спрямовані спини. Такі електрони називаються спареними.

 

3. Правило Хунда (1925 р.). Атом в основному стані повинен мати максимально можливе число неспарених електронів в межах визначеного подуровня.

 

орбітальна діаграма азоту

 

Заповнення енергетичних орбіталей азоту: а – правильна схема, б – неправильна схема.

ПОДІЛИТИСЯ:

Дивіться також:
Застосування алканів