12. Енергетичні рівні, підрівні електрона в атомі. Поняття про електронні орбіта лі.

Основною характеристикою електрона, який рухається у полі ядра атома, є енергія. Енергія електрона в атомі може набувати певних, дозволених для його стаціонарних станів дискретних значень. Коли електрон поглинає квант енергії, він переміщується на орбіта лі з вищою енергією; коли випромінює - спускається на орбіта лі, ближчі до ядра. Енергетичний рівень та загальний запас енергії електрона в атомі визначає головне квантове число n. Шарувату будову електронної оболонки атомів можна показати так: окружністю позначене ядро, що має певний зарад, а дугами – енергетичні рівні:

Рівень із номером n включає n² орбіталей. Таким чином, перший енергетичний рівень включає одну орбіталь, другий – чотири, третій – дев*ять тощо. Кожен енергетичний рівень складається з енергетичних підрівнів, які утворені орбіта лями, однаковими за формою та енергією. Число енергетичних підрівнів дорівнює номеру енергетичного рівня. Тобто перший енергетичний рівень складається з одного підрівня, другий – із двох, третій – із трьох тощо. Енергетичний підрівень може містити тільки певне число орбіталей . кожен s-підрівень представлений однією s-орбіталлю, p-підрівень – трьома p-орбіталями, d-підрівень – п*ятьма d-орбіталями, f-підрівень – сімома f-орбіталями. В атомі ці орбіта лі розташовуються таким чином, що ядро атома збігається з центром орбіта лі.

В атомі електрон перебуває не в одній конкретній точці, а рухаючись, утворює електронну хмару, густина якої показує, в яких місцях електрон буває частіше, а в яких – рідше. Ту частину електронної хмари, в якій електрон проводить найбільший час й у якій електронна щільність досить велика, називається атомною орбіталлю. Орбіталь – це область простору, в якій ймовірність перебування електрона становить понад 90 . Електронні хмари, утворені окремими електронами в атомі, у сумі утворюють спільну електронну хмару атома – електронну оболонку.

13. Порядок заповнення електронних енергетичних рівнів та підрівнів. Принцип Паулі. Правило Гунда.

Принцип Паулі: в атомі не може бути навіть двох електронів з однаковими значеннями чотирьох квантових чисел. На одняій орбіталі (в енергетичній комірці) може знаходитись не більше двох електронів, які характеризуються протилежними значеннями m_s. Перебування вс цій комірці третього електрона означало б, що у двох електронів усі чотири квантові числа рівні між собою, а це суперечить принципу Паулі. Використовуючи принцип Паулі, можна розрахувати максимальне число електронів на енергетичних рівнях і підрівнях. Число орбіталей на підрівні дорівнює 2l+1, а число електронів 2(2l+1). Підставивши l=0, 1, 2 i 3 для s-, p-, d- i f- підрівнів, знаходимо, що максимальне число електронів на цих підрівнях становить 2, 6, 10 і 14. Заповнення електронами підрівнів залежить від їхньої енергії. Згідно з принципом найменшої енергії спочатку заповнюються підрівні з меншою енергією. Спочатку заповнюються підрівні, в яких сума головного й орбітального квантових чисел є найменшою; якщо ж для кількох підрівнів ця сума однакова, то нижчу енергію має підрівень з меншим значенням n (правило Клечковського). Найменше значення n дорівнює l, а l=0, тому першим заповнюється електронами 1s-підрівень. Сумі n+l=2 відповідає підрівень 2s (n=2, l=0). Підрівень n=1, l=1 неможливий, бо значення l завжди менші від n. Тому після 1s-підрівня заповнюється 2s. сумі n+l=3 відповідають значення n=2, l=1 (2p-підрівень) і n=3, l=0 (3s-підрівень), але 2p підрівень заповнюється раніше, ніж 3s, бо 2p-підрівню відповідає менше значення n.

Послідовність, у якій підрівні розміщуються в порядку зростання енергії:

Підрівні: 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p

n+l 1+0 2+0 2+1 3+0 3+1 4+0 3+2 4+1 5+0 4+2 5+1

для близьких за енергією підрівнів (4s i 3d, 5s i 4d, 4f i 5d) можуть спостерігатися відхилення від наведеної послідовності. При цьому один (іноді два) електрони займають підрівень праворуч у наведеному ряді. Це явище називається "провал" (проскок) електрона.

Правило Гунда: електрони на орбіта лях одного підрівня розподіляються так, щоб їхнє сумарне спінове число ∑m_s було максимальним. Для стану

↑↓

∑ m_s=+1/2+1/2=1

Для станів ∑ m_s=+1/2+(-1/2)=0.

Тому відповідно до правила

Гунда найстійкішим буде перший стан, коли електрони в межах одного підрівня розміщуються на різних орбіта лях і мають однаковий спін.