Порядок заполнения атомных орбиталей правило клечковского. Порядок заполнения атомных орбиталей правило клечковского

Ноя 29, 2019 Публикации

7. Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда.)

Атомные орбитали заполняются электронами в соответствии с 3-мя принципами:

1.Принцип устойчивости (принцип min энергии): Каждая новая орбиталь заполняется только после того, как будут заполнены все предыдущие, т.е. более устойчивые (с min энергией) орбитали.

Энергия атомных орбиталей возрастает следующим образом:

Правило Клечковского: заполнение электронами атомных орбиталей происходит в соответствии с увеличением суммы главного и побочногоквантовых чисел; еслиодинакова, то атомная орбиталь заполняется от большихи меньшихк меньшими большим.

Второе правило Клечковского

Первое правило Клечковского

Порядок заполнения атомных орбиталей электронами

В идеальном случае порядок заполнения атомных орбиталей должен был бы протекать по следующей схеме:

На основе спектроскопических, рентгеноструктурных и химических данных установлено, что реальный порядок заполнения следующий:

В этой схеме стрелками отделены группы подуровней, соответствующие периодам Системы элементов Д.И. Менделеева. Троеточием показано частичное отсутствие 6d элементов и полное отсутствие 7p элементов. Причина такой последовательности заключается в том, что для многоэлектронного атома энергия электрона определяется значениями не только главного, но и орбитального квантовых чисел. Последовательность заполнения атомных орбиталей электронами в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел была исследована советским ученым В.М. Клечковским (1951 г.), который установил следующие правила:

при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы;

при одинаковых значениях суммы (n+l) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа n.

Графически последовательность заполнения электронами энергетических уровней можно представить в виде следующей схемы:

n 1 2 3 4 5 6 7 8

s s s s s s s s

p p p p p p p

d d d d d d

Дата добавления: 2014-01-13 ; Просмотров: 2433 ; Нарушение авторских прав? ;

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Правила Клечковского, порядок заполнения атомных орбиталей.

Правила Клечковского ((n+l)-правило: 1)распределе-ние электронов по подуров-ням можно установить, располагая подуровни в порядке повышения суммы квантовых чисел n и l. 2)Причем, если существует несколько одинаковых подуровней с (n+l), то сначала идет тот, у которого меньшее значение n.

Так, сумма (n + l) для электронов 3d-орбитали равна 5 (3 + 2), для электронов 4s-орбитали — 4 (4 + 0). Поэтому вначале электронами заполняется 4s-орбиталь, а затем 3d-орбиталь. Сумма (n + l) для электронов 4f-орбитали равна 7 (4 + 3), что также больше суммы (n + l) для электронов 5s-, 5p- и 6s-орбиталей. Если для двух орбиталей суммы (n + l) имеют одинаковые значения, то вначале электронами заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа. Например, для электронов 3d- и 4p-орбиталей сумма n + l = 5 (соответственно 3 + 2 и 4 + 1). Но так как для электронов 3d-орбитали главное квантовое число n = 3, а для электронов 4p-орбитали n = 4, в первую очередь заполняются 3d-орбитали. Лишь после того как заполнены орбитали меньших энергий, начинается заполнение орбиталей бульших энергий.

(См. вопрос 4) (Принцип Паули, Гунда, принцип наименьшей энергии…)

Расположение электронов по слоям и орбиталям называется электронной конфигурацией. При записи электронной конфигурации указывают значение главного квантового числа, затем — буквами s, p, d, f — значение орбитального квантового числа, а вверху справа над буквой — число электронов на данной орбитали. Например, запись 2p4означает, что во втором электронном слое на p-орбиталях находится четыре электрона. Последовательность заполнения электронами орбиталей различных электронных слоёв можно представить себе следующим образом:

В сокращённых формулах, выражающих распределение электронов в атомах, часто указывают лишь число электронов в каждом электронном слое. В качестве примера рассмотрим распределение по орбиталям электронов атомов хлора. Порядковый номер хлора в периодической системе элементов — 17. Это значит, что положительный заряд ядра атома уравновешивается 17 электронами. На заполнение K-слоя идёт 2 электрона, второй электронный слой, L-слой, может вместить 8 электронов. Остальные 7 электронов располагаются в третьем слое — M-слое. Ёмкость этого слоя — 18 электронов — вполне достаточна, чтобы принять 7 электронов. Электронную конфигурацию атома хлора можно записать так: 17Cl — 2, 8, 7.

Периодич. закон Менделеева, как один из основных законов природы. Группы, периоды, подгруппы. Порядковый номер Эл-та.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Сдача сессии и защита диплома — страшная бессонница, которая потом кажется страшным сном. 8815 — | 7172 — или читать все.

31.44.49.229 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)

очень нужно

Порядок заполнения атомных орбиталей правило клечковского

1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами).

Читайте так же:  Пенсия за умершею маму. Пенсия за умершею маму

2. Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду:

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

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все электроны удовлетворяют принципу минимальной энергии. Это значит, что сначала заполняются подуровни, для которых:

1) Главное квантовое число n минимально;

2) Внутри уровня сначала заполняется s- подуровень, затем p- и лишь затем d-подуровень;

3) Заполнение происходит так, чтобы (n + l) было минимально (правило Клечковского);

4) В пределах одного подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален, т.е. содержал наибольшее число неспаренных электронов (правило Хунда).

5) При заполнении атомных орбиталей выполняется принцип Паули. Его следствием является, что энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более чем 2n 2 электронов, расположенных на n 2 подуровнях.

Пример

Цезий (Сs) находится в 6 периоде, его 55 электронов (порядковый номер 55) распределены по 6 энергетическим уровням и их подуровням. Cоблюдая последовательность заполнения электронами орбиталей получим:

55 Cs 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 5d 10 6s 1

КЛЕЧКОВСКИЙ

КЛЕЧКОВСКИЙ ВСЕВОЛОД МАВРИКИЕВИЧ 1900-1974. Агрохимик, академик ВАСХНИЛ (1956). Одним из первых в СССР использовал искусственные радиоактивные изотопы для изучения питания растений и эффективности применяемых удобрений. Исследовал поведение в почвах изотопов стронция, иттрия, циркония. Работы по теории

периодической системы элементов. Государственная премия СССР (1952).

Клечковский Всеволод Маврикиевич

Родился 15 (28) ноября 190 0 — сов етский агрохимик, действит ельный чл ен ВАСХНИЛ (с 1956). Чл ен КПСС с 1946. В 1929 окончил Моск овскую с ельскохозяйственную академию им. К. А. Тимирязева и с 1930 работает там же (с 1955 — профессор ). Одним из первых организовал широкие экспериментальные исследования с применением радиоактивных изотопов и ядерных излучений в исследованиях питания растений и при применении различных удобрений; создал ряд приборов для подобных исследований. Лауреат Сталинской премии (1952).

Руководство к практическим занятиям по агрохимии, ч. 1 — Анализ удобрений, М., 1937 (совм. с А. Г. Шестаковым);

К вопросу о последовательности термов в спектрах многоэлектронных атомов, «Журнал экспериментальной и теоретической физики», 1953, т. 25, вып. 2 (8);

К вопросу о применении удобрений в нечерноземной полосе, М., 1954 (совм. с др.) .

Клечковский, Всеволод Маврикиевич (28.XI.1900—2.V.1972) Сов етский агрохимик, акад емик ВАСХНИЛ (с 1956). Р одился в Москве. Окончил Московскую сельскохозяйственную академию (1929). С 1 930 работал там же (с 1955 профессор ).

Осн овное направление исследований — применение метода меченых атомов в агрохимии. Одним из первых организовал широкие исследования питания растений с применением радиоактивных изотопов. Создал ряд приборов для этой цели. Изучил поведение продуктов деления тяжелых ядер (изотопов стронция, иттрия, циркония) в почвах.

Также внес вклад в физико-математическое обоснование явления периодичности. В частности, ввел (1951) представления о (n+l)-областях электронных состояний в атомах и сформулировал (n+l)-правила формирования электронных конфигураций атомов по мере роста заряда ядра (правила Клечковского).

Гос ударственная премия СССР (1952).

Клечковский, Всеволод Маврикиевич . Род ился 1900, ум ер 1974 . Агрохимик, специалист по питанию растений и эффективности применяемых удобрений. Изучал поведение изотопов стронция, иттрия, циркония в почвах. Лауреат Государственной премии СССР (1952), академик ВАСХНИЛ (1956).

Правило Клечковского

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Правило Клечковского (также Правило n+l ; также используется название правило Маделунга ) — эмпирическое правило, порсдством которого описыва ют энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах .

Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением .

Правило n+l предложено в 1936 г . немецким физиком Э. Маделунгом ; в 1951 г . было вновь сформулировано В. М. Клечковским .

Распределение электронов по орбиталям в водородоподобных и многоэлектронных атомах

По мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l . Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра. Поэтому энергетическая последовательность орбиталей в водородоподобном атоме выглядит просто:

1 s s =2 p s =3 p =3 d s =4 p =4 d =4 f s .

Здесь орбитальная энергия электрона повышается только по мере увеличения главного квантового числа и не меняется при увеличении орбитального квантового числа l .

Читайте так же:  ВС объяснил, когда поручитель не заплатит по долгам. Договор поручительства возврат

С остояния с различными значениями l , но с одним и тем же значением n (например, 3 s , З р , 3 d ) энергетически эквивалентны, то есть соответствующие атомные орбитали (3 s , З р , 3 d ) обладают одинаковой энергией и оказываются энергетически вырожденными . Заметим, что не следует путать обсуждаемое вырождение по энергии атомных орбиталей различного типа в гипотетических водородоподобных атомах с энергетическим вырождением атомных орбиталей одного и того же типа, например З р x , З р у и З р z в реальных изолированных атомах).

В многоэлектронных атомах в результате межэлектронных взаимодействий происходит энергетическое расщепление (расхождение) орбиталей различного типа, но с одним и тем же значением главного квантового числа (3 s p d и т. д.). Если бы это расщепление было небольшим и меньшим расщепления по энергии атомных орбиталей в результате изменения главного квантового числа n , то энергетическая последовательность атомных орбиталей выглядела бы так:

1 s «2 s p «3 s p d «4 s p d 4 f «5 s .

В действительности же расщепление по l , начиная с n ?З, оказывается большим, чем расщепление по n . Сложный характер межэлектронных взаимодействий предопределяет сильную зависимость орбитальной энергии каждого электрона уже не только от пространственной удаленности его зарядовой плотности от ядра (от главного квантового числа n ), но и от формы его движения в поле ядра (от орбитального квантового числа l ). Именно межэлектронное взаимодействие обусловливает резко е усложн ение (по сравнению с вышеописанной) энергетической последовательности заселяющихся электронами атомных орбиталей.

Итак, в реальных многоэлектронных атомах картина энергетического распределения орбиталей оказывается очень сложной. В с трог ой квантовомеханическ ой теори и электронного строения атомов и в экспериментальн ой спектроскопи и обнаружива ется следующая энергетическ ая последовательность атомных орбиталей:

Формулировка правила Клечковского

Эта энергетическая последовательность легко может быть описана в соответствии с эмпирическ им правил ом суммы двух первых квантовых чисел, разработанн ым в 1951 -м году В. М. Клечковским и иногда называем ым правилом ( n + l ). Это правило основано на зависимости орбитальной энергии от квантовых чисел n и l и описывает энергетическую последовательность атомных орбиталей как функцию суммы . Суть его очень проста:

орбитальная энергия последовательно увеличива ется по мере увеличения суммы , причём при одном и том же значении этой суммы относительно меньшей энергией обладает атомная орбиталь с меньшим значением главного квантового числа .

Например, при орбитальные энергии подчиняются последовательности , так как здесь для -орбитали главное квантовое число наименьшее , для -орбитали ; наибольшее , -орбиталь занимает промежуточное положение .

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

Правило ( n + l ) в целом хорошо иллюстрирует таблица 1, где в соответствии с возрастани ем суммы ( n + l ) пр едставлена энергетическая последовательность атомных орбиталей. В этой таблице не указаны нереальные (запрещенные квантовой механикой атома) варианты, для которых не выполняется обязательное требование n > l , в частности не указаны следующие комбинации для ( n + l ) = 6:

Заполнение атомных орбиталей электронами в многоэлектронном атоме

Распределение электронов в многоэлектронных атомах по энергетическим уровням и подуровням подчиняется следующим законам:

1. Принцип наименьшей энергии.

Электроны в атоме распределяются по орбиталям таким образом, что энергия атома оказывается наименьшей.

Каждой атомной орбитали отвечает определенная энергия. Порядок следования АО по энергии определяется двумя правилами Клечковского:

1) энергия электрона в основном определяется значениями главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел, поэтому сначала электронами заполняются те подуровни, для которых сумма (n + l) меньше.

Например, можно было бы предположить, что 3d-подуровень по энергии ниже, чем 4s. Однако, согласно правилу Клечковского, энергия 4s-состояния меньше, чем 3d, так как для 4s сумма (n + l) = 4 + 0 = 4, а для 3d ? (n + l) = 3 + 2 = 5.

2) В случае, если сумма (n + l) для двух подуровней одинакова (например, для 3d- и 4p-подуровней эта сумма равна 5), сначала заполняется электронами уровень с меньшим n. Поэтому формирование энергетических уровней атомов элементов четвертого периода происходит в такой последовательности: 4s ? 3d ? 4p. Например:

21 Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 , 31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1

Таким образом, с учетом правил Клечковского энергия атомных орбиталей возрастает согласно ряду

по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям

Максимальное число электронов

1

2

3

4. Два правила Хунда описывают порядок заполнения электронами АО одного подуровня:

Первое правило: в данном подуровне электроны стремятся заполнять энергетические состояния (АО) таким образом, чтобы сумма их спинов по абсолютной величине была максимальна. При этом энергия системы минимальна.

Например, рассмотрим электронную конфигурацию атома углерода. Атомный номер этого элемента равен 6. Это означает, что в атоме 6 электронов и они расположены на 2-х энергетических уровнях (атом углерода находится во втором периоде), т.е. 1s 2 2s 2 2p 2 . Графически 2р-подуровень можно изобразить тремя способами:

m 0 0 +1 0 ?1 0 0 +1 0 ?1 0 0 +1 0 ?1

Сумма спинов в варианте а равна нулю. В вариантах б и в сумма спинов равна: ? +? = 1 (два спаренных электрона в сумме всегда дают ноль, поэтому учитываем неспаренные электроны).

При выборе между вариантами б и в руководствуемся вторым правилом Хунда: минимальной энергией обладает состояние с максимальной (по абсолютной величине) суммой магнитных квантовых чисел.

Читайте так же:  Договор об опеке (попечительстве) над несовершеннолетним. Договор об опеке над ребенком

В соответствии с правилом Гунда, преимуществом обладает вариант б (сумма |1+ 0| равна 1) , так как в варианте в сумма |+1–1| равна 0.

Определим, например, электронную формулу элемента ванадия (V). Так как его атомный номер Z = 23, то нужно разместить на подуровнях и уровнях (их четыре, так как ванадий находится в четвертом периоде) 23 электрона. Последовательно заполняем: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 (подчеркнуты незаконченные уровни и подуровни). Размещение электронов на 3d –АО по правилу Гунда будет:

ДГрафическая формула валентных электронов:

Состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами. Электронная формула дает значения главного квантового числа и орбитального квантового числа. Так, для отмеченного электрона состояние 3p означает, что n = 3 и l = 1(р). Графическая формула дает значение еще двух квантовых чисел ? магнитного и спинового. Для отмеченного электрона m = ?1 и s = 1 /2.

Пример 2. Охарактеризовать валентные электроны атома скандия четырьмя квантовыми числами.

Решение. Скандий находится в 4-м периоде, т.е. последний квантовый слой ? четвертый, в 3-й группе, т.е. три валентных электрона.

Электронная формула валентных электронов: 4s 2 3d 1 .

Графическая формула:

m 0 +2 +1 0 ?1 ?2

№ электрона 1 2 3

Значения квантовых чисел валентных электронов Sc

Порядок заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах

Последовательность заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах определяют:

1) принцип наименьшей энергии;

2) правило Клечковского;

3) принцип запрета Паули;

4) правило Гунда.

Принцип наименьшей энергии:максимуму устойчивости системы соответствует минимум её энергии.

Следовательно, в соответствии с данным принципом электроны будут вначале располагаться на атомных орбиталях, имеющих минимальную энергию, в этом случае связь электронов с ядром наиболее прочная и атомная система находится в состоянии максимальной устойчивости.

В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от более далеко расположенных электронов. Поэтому последовательность возрастания энергии орбиталей усложняется.

Порядок возрастания энергии атомных орбиталей в сложных атомах описывается правилом Клечковского: при увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n.

Соответственно этому правилу подуровни выстраиваются в следующий ряд (рис. 2.4.): 1s

Принцип запрета Паули определяет электронную емкость энергетических уровней и подуровней. На s – подуровне (одна орбиталь) может быть лишь два электрона, на p – подуровне (три орбитали) – шесть, на d подуровне (пять орбиталей) – десять, на f – подуровне (семь орбиталей) – четырнадцать электронов. Вообще, максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом l равно 2(2l+1). Поскольку число орбиталей данного энергетического уровня равно n 2 , емкость энергетического уровня составляет 2n 2 электронов, где n – соответствующее значение главного квантового числа.

Правило Гунда:устойчивому (невозбужденному) состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спинового числа их (¦?ms¦) максимально.

Рассмотрим распределение электронов по энергетическим ячейкам в атоме углерода, электронная конфигурация которого 1s 2 2s 2 2p 2 . Возможны три варианта:

а) б) в)

1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p

?ms= ?ms =+ ?ms=0

Во всех вариантах спиновое число 1s 2 и 2s 2 – электронов равно 0 (спины электронов антипараллельны в каждой энергетической ячейке). Суммарное спиновое число p – электронов в вариантах a), в) равно нулю (?ms =0), в варианте (б) ?ms=1. В соответствии с правилом Гунда реализуется только вариант (б).

Другими словами: заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

studopedia.org — Студопедия.Орг — 2014-2020 год. Студопедия не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования (0.001 с) .

По admin

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *