Заселение атомных орбиталей электронами. Правило минимума энергии, принцип Паули и правило Хунда

Заселение атомных орбиталей электронами определяется правилом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда.

Электроны заселяют атомные орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией. В этом состоит правило минимума энергии. Последовательность в нарастании энергии подуровней акова: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≤ 3d < 4p < 5s и так далее …

Согласно расчетам, электрон движется не по какой-то определенной траектории, а может находиться в любой части околоядерного пространства - т.е. можно говорить лишь о вероятности (возможности) его нахождения на определенном расстоянии от ядра.

Электроны в атоме занимают самые энергетически выгодные атомные орбитали (орбитали с минимальной энергией), образуя электронные облака определенной формы.

В случае s-орбитали электронное облако сферическое:
s-орбиталь

В случае p-орбиталей форма электронного облака гантелеобразная: p-орбитали...

Внутри атомных орбиталей вероятность нахождения электронов велика; иными словами, имеется высокая электронная плотность. Пространство вне объема орбиталей соответствует малой электронной плотности.

В каждой атомной орбитали может размещаться максимально два электрона (принцип Паули).

При наличии орбиталей с одинаковой энергией (например, трех р-орбиталей одного подуровня) каждая орбиталь заполняется вначале наполовину (и поэтому на р-подуровне не может быть более трех неспаренных электронов), а затем уже полностью, с образованием электронных пар (правило Хунда).

Для изображения электронной конфигурации атома нужно распределить его электроны по подуровням так, чтобы каждой атомной орбитали соответствовала одна квантовая ячейка, и в соответствии с тремя указанными правилами заселения.

энергетическая диаграмма атомных уровней и подуровней в многоэлектронном атоме

Электронные конфигурации атомов

Электронные конфигурации атомов записываются в виде полных и сокращенных электронных формул:
1H 1s1
2He 1s2
3Li 1s22s1 = [2He] 2s1
4Be 1s22s2 = [2He] 2s2
5B 1s2 2s2 2p1 = [2He] 2s2 2p1
6C 1s2 2s2 2p2 = [2He] 2s2 2p2
7N 1s2 2s2 2p3 = [2He] 2s2 2p3
8O 1s2 2s2 2p4 = [2He] 2s2 2p4
9F 1s2 2s2 2p5 = [2He] 2s2 2p5
10Ne 1s2 2s2 2p6 = [2He] 2s2 2p6
11Na 1s2 2s2 2p6 3s110Ne] 3s1
12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 = [10Ne] 3s2
13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 = [10Ne] 3s2 3p1
14Si 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 = [10Ne] 3s2 3p2
15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 = [10Ne] 3s2 3p3
16S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 = [10Ne] 3s2 3p4
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 = [10Ne] 3s2 3p5
18Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [10Ne] 3s2 3p6
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1 = [18Ar] 4s1
20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 = [18Ar] 4s2
21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 = [18Ar] 3d1 4s2
22Ti 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 = [18Ar] 3d2 4s2
23V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2 = [18Ar] 3d3 4s2
24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 = [18Ar] 3d5 4s1
25Mn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 = [18Ar] 3d5 4s2
26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 = [18Ar] 3d6 4s2
27Co 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2 = [18Ar] 3d7 4s2
28Ni 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 = [18Ar] 3d8 4s2
29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 = [18Ar] 3d10 4s1
30Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 = [18Ar,3d10] 4s2
31Ga 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1 = [18Ar, 3d10] 4s2 4p1
32Ge 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2 = [18Ar,3d10] 4s2 4p2
33As 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3 = [18Ar,3d10] 4s2 4p3
34Se 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4 = [18Ar,3d10] 4s2 4p4
35Br 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 = [18Ar,3d10] 4s2 4p5
36Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 = [18Ar,3d10] 4s2 4p6

Из рассмотрения электронных конфигураций атомов видно, что элементы VIIIА-группы (He, Ne, Ar и другие) имеют завершенные s- и p- подуровни (s2p6). Такие конфигурации обладают повышенной устойчивостью и обеспечивают химическую пассивность благородных газов.

В атомах остальных элементов внешние s- и p- подуровни - незавершенные, например у хлора: 17Cl = [10Ne] 3s2 3p5. Незавершенные подуровни и электроны на них называются также валентными, поскольку именно они могут участвовать в образовании химических связей между атомами.