ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Многоэлектронные атомы из "Неорганическая химия" Если бы электроны в атоме не взаимодействовали между собой, то такая картина состояний электронов сохранялась бы и в многоэлектронном атоме. В действительности электроны расталкиваются. Например, внешний электрон в атоме притягивается к ядру, но отталкивается внутренними электронами. Внутренние электроны как бы экранируют ядро, т. е. как бы уменьшают его -заряд до некоторого эффективного . Экранировка внутренних электронов сильно сказывается для (1-электронов, в меньшей степени для р-электронов и меньше всего для 5-электронов. В результате снимается вырождение электронов и они начинают отличаться по энергии. На рис. 10 приведена схема состояний электрона в многоэлектронном атоме. [c.61] Для многоэлектронных атомов приходится пользоваться приближенными решениями уравнения Шредингера. Существует правило, сформулированное В. М. Клечковским, которое отражает порядок электронных состояний (орбиталей) по энергии. Порядок расположения орбиталей по энергиям, изображенный на рис. 10, спра ведлив только для легких элементов. Начиная с цинка, вследствие все более высокого положительного заряда ядер, картина осложняется, о чем несколько подробнее будет сказано далее. [c.61] Химические свойства элементов и их соединений определяются электронным строением. Поэтому установление электронной структуры атомов необходимо для предсказания химических свойств элементов. Заполнение электронных оболочек атомов электронами главным образом определяется принципом Паули и правилом Хунда. [c.62] В атоме не может быть двух электронов в состояниях, характеризующихся четырьмя одинаковыми квантовыми числами. [c.62] Если главное квантовое число =1, то орбитальное квантовое число / и магнитное квантовое числот/имеют только одно значение — 0. В этом случае электроны могут различаться только спиновыми квантовыми числами. Таким образом, для первого электронного слоя возможно два квантовых состояния, характеризующихся следующим набором квантовых чисел п = 1, 1 = 0, mi— — О, 5 =+1/2 и п = , 1 = 0, mi = 0, s=—1/2. Сокращенная запись для первой комбинации 1 0 0 +1/2, для второй комбинации 1 0 0 —1/2. Так как для первого электронного слоя возможно одно значение орбитального квантового числа, равное нулю, то оба электрона первого слоя будут 5-электронами. Они находятся на 5-орбитали шаровой симметрии. Элемент, у которого па 15-орбитали один электрон, — водород, а элемент, у которого на ls-орбитали два электрона, — гелий. Электронная структура водорода обозначается ls , а гелия 15 (произносится — один-эс-одпп , один-эс-два ). Таким образом, в атоме гелия первый электронный слой, содержащий два электрона, заполнен целиком. [c.63] Обратимся снова к табл. 1. Если п = 2, то / может принимать значения О и 1. Для 1 = 0 можно записать две комбинации квантовых чисел 2 0 0 +1/2 и 2 0 0 —1/2. Следовательно, во втором электронном слое может находиться также два s-электрона (/ = 0). [c.63] В пределах подуровня электроны заполняют максимальное число орбиталей. [c.68] Суммарный спин электронов в данном подуровне должен быть максимальным. [c.69] Правило Клечковского. Иногда заполнение последующих электронных уровней начинается до того, как завершается заполнение предыдущих (рис. И). Так, 45-электроны появляются в атомах, когда не заполнены еще 3 -орбитали. Аналогичная картина наблюдается для 55- и 4й[-, б5- и 5 -электропов. Правило заполнения орбиталей сформулировано советским ученым Клечковским. Оно заключается в том, что заполнение орбиталей происходит в последовательном увеличении суммы главного и орбитального квантовых чисел (п + О = 2, 3. .. При каждом значении суммы (п +/) заполнение орбиталей идет от больших I и меньших п к меньшим / и ббльшим п. [c.69] Правило Клечковского дает возможность определять электронные структуры как для известных элементов, так и для еще неизвестных трансурановых элементов. [c.69] Безусловно, основное значение правила Клечковского заключается в его предсказательном характере. Если в соответствии е правилом Клечковского девятнадцатый электрон атома калия находится на 45-орбитали, то это означает, что энергия электрона на 45-орбитали меньше, чем энергия его на Зй -орбитали. Однако соотношение энергий электронов на 45- и Зс -орбиталях в дальнейшем изменяется. На рис. 11, где показано изменение энергий электронов на всех орбиталях в зависимости от заряда ядра, можно видеть, что, начиная со скандия, энергии электронов на За -подуровне оказываются меньше, чем на 45-подуровне. Например, у атома титана сначала будут отрываться электроны с 45-подуровня, а затем с З -подуровпя. [c.70] За единицу эиерг - принята энергия электрона атома водорода в основном (невозбужденном) состоянии. [c.71] Вернуться к основной статье