Теория:
Рассмотрим строение электронных оболочек атомов. В таблице приведены данные о видах и числе разрешённых орбиталей в атомах, а также максимальное число электронов на энергетических уровнях.
Энергетический уровень | Разрешённые орбитали | Число орбиталей | Максимальное число электронов |
\(1\) | \(s\) | \(1\) | \(2\) |
\(2\) | \(s\) \(p\) | \(1\) \(3\) | \(2\) \(6\) |
\(3\) | \(s\) \(p\) \(d\) | \(1\) \(3\) \(5\) | \(2\) \(6\) \(10\) |
\(4\) | \(s\) \(p\) \(d\) \(f\) | \(1\) \(3\) \(5\) \(7\) | \(2\) \(6\) \(10\) \(14\) |
Установлены закономерности заполнения электронами энергетических уровней и подуровней для наиболее устойчивого (основного) состояния атома.
1. Заполнение энергетических уровней, подуровней и орбиталей происходит в порядке увеличения их энергии (принцип минимума энергии).
Последовательность заполнения подуровней на первых пяти уровнях такая:
\(1s\) \(2s\) \(2p\) \(3s\) \(3p\) \(4s\) \(3d\) \(4p\) \(5s\) \(4d\) \(5p\).
Обрати внимание!
Энергия \(4s\)-орбиталей ниже, чем энергия \(3d\)-орбиталей, а \(5s\) — ниже, чем \(4d\).
У элементов шестого периода начинают заполняться \(4f\)-орбитали, и здесь порядок другой:
\(6s\) \(5d\) (у лантана) \(4f\) \(5d\) \(6p\).
Такая же последовательность наблюдается и у элементов седьмого периода:
\(7s\) \(6d\) (у актиния) \(5f\) \(6d\) \(7p\).
2. На одной орбитали не может находиться больше двух электронов (принцип Паули).
Спаренные электроны всегда имеют противоположные спины. В графических схемах электроны обозначаются стрелками, направленными вверх и вниз.
3. Электроны заполняют орбитали одного подуровня постепенно: сначала на них размещается по одному электрону, а затем добавляется по второму (правило Хунда).
Например, в атоме азота на \(p\)-орбиталях второго уровня находятся три неспаренных электрона.
