Заполнение орбиталей.

Наборы значений квантовых чисел для различных атомных орбиталей:

При заполнении электронами атомных орбиталей соблюдаются следующие три правила:

1. Принцип устойчивости (принцип минимальной энергии). Орбитали заполняются начиная с имеющих самую низкую энергию и далее в порядке её повышения. В этом случае энергия атома является минимальной, а устойчивость – максимальной.

энергетическая последовательность легко может быть описана при помощи правила суммы двух первых квантовых чисел n+l. Это правило носит название правила Клечковского (1951 г.):

При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа n и побочного (орбитального) квантового числа l, т.е. n+l, имеет меньшее значение.

Например, орбиталь 4s, для которой n+l = 4+0 = 4, заполняется раньше, чем орбиталь 3d, где сумма n+l = 3+2 = 5.

При равенстве сумм ниже по энергии находится орбиталь с меньшим значением главного кантового числа. Так, орбиталь 3d имеет более низкую энергию, чем 4р.

Обычный порядок заполнения атомных орбиталей:

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

Количество орбиталей на каждом электронном уровне.

2. Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовые числа были бы одинаковыми.

На любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположно направленные спины. Такие электроны называются спаренными.

3. Правило Хунда (1925 г.). Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Заполнение энергетических орбиталей азота: а - правильная схема, б - неправильная схема.