Многоэлектронные атомы
Общие сведения
Многоэлектронные атомы представляют собой сложные квантово-механические системы, в которых вокруг центрального положительно заряженного ядра движется более одного электрона. Поведение электронов в таких атомных системах и их распределение по энергетическим уровням и орбиталям описывается строгим набором квантовых чисел. В отличие от простейшего одноэлектронного атома водорода, где энергия электрона зависит исключительно от силы его электростатического притяжения к ядру, в многоэлектронных атомах возникает сложное взаимодействие частиц. Энергетическое состояние орбиталей в многоэлектронных системах определяется не только притяжением электронов к центральному ядру, но и силами взаимного отталкивания электронов друг от друга. Вследствие этого энергетического влияния орбитали могут перекрывать друг друга, что приводит к значительному усложнению порядка заполнения электронных оболочек и подоболочек по мере увеличения порядкового номера химического элемента.
Классификация
Систематизация состояний электронов в атоме базируется на фундаментальных принципах квантовой химии и физики, которые можно классифицировать как свод базовых правил заполнения орбиталей. Ключевыми законами, регулирующими внутреннее строение электронных оболочек, являются правило Клечковского, принцип Паули и правило Хунда. В рамках этой теоретической базы осуществляется также классификация самих энергетических уровней и подуровней по степени их заполненности. Подуровни, содержащие максимально возможное для них количество электронов, классифицируются как замкнутые. Замкнутый s-подуровень всегда содержит два электрона, замкнутый p-подуровень включает шесть электронов, d-подуровень полностью укомплектован десятью электронами, а f-подуровень способен вместить четырнадцать электронов. Общее максимально допустимое число электронов на каждом главном энергетическом уровне является строго регламентированной величиной и рассчитывается по математической формуле, равной удвоенному квадрату главного квантового числа.
Способы получения
Способы получения достоверной информации о строении электронных оболочек и выведения электронных конфигураций элементов опираются в первую очередь на правило Клечковского. Данное правило постулирует, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит в порядке последовательного возрастания суммы первого (главного) и второго (орбитального) квантовых чисел. В случаях, когда для нескольких различных подуровней данная сумма оказывается одинаковой, заполнение осуществляется в порядке возрастания главного квантового числа. Практическое получение электронной формулы демонстрирует, что реальный порядок заполнения неизбежно отклоняется от простой числовой последовательности уровней. Например, после полного заполнения подуровня 3p электроны начинают занимать подуровень 4s, и лишь после его завершения инициируется заполнение подуровня 3d. По мере продвижения к высшим энергетическим уровням структура заполнения становится еще более нелинейной. Следует отметить, что существуют специфические исключения из правила Клечковского, которые характерны для некоторых переходных элементов, например, для атома меди. Возникновение таких исключений термодинамически обусловлено повышенной энергетической стабильностью атомов, имеющих полностью или ровно наполовину заполненные d- или f-подуровни.
Свойства
Фундаментальные свойства электронов в атоме и строгие ограничения на их квантовые состояния описываются принципом Паули, который был сформулирован в 1925 году. Согласно этому постулату, в одном атоме принципиально не может существовать даже двух электронов, у которых были бы абсолютно одинаковыми значения всех четырех квантовых чисел. Из этого свойства с необходимостью следует, что на одной орбитали могут находиться максимум два электрона, при этом они обязаны отличаться значением своего спинового квантового числа. В такой паре один электрон характеризуется положительным спином, а второй — отрицательным. Другим важнейшим свойством, определяющим распределение электронов в пределах вырожденного энергетического подуровня, является правило Хунда. Оно устанавливает, что энергетические состояния заполняются таким образом, чтобы суммарный спин атома достигал максимального значения. В соответствии с этим правилом электроны стремятся занимать свободные орбитали одного подуровня поодиночке, сохраняя параллельные (одинаково направленные) спины. Процесс спаривания электронов с образованием пар, обладающих противоположно направленными спинами, начинается исключительно после того, как в пределах данного подуровня не останется свободных вакантных орбиталей.
Применение
Применение совокупности описанных квантово-механических законов позволяет химикам и физикам составлять точные электронные конфигурации для абсолютно любого элемента периодической системы. На практике это реализуется через написание буквенно-цифровых электронных формул, где последовательно указываются главное квантовое число, тип орбитали и количество электронов на ней, записываемое в виде надстрочного индекса. В качестве примера электронная конфигурация атома натрия завершается записью 3s1, отражающей наличие одного валентного электрона на третьем энергетическом уровне. Широкое применение находит также графическое изображение строения атома с помощью квантовых ячеек (квадратов) и стрелок, символизирующих электроны с учетом направления их спина. Графическое применение принципа Паули и правила Хунда позволяет максимально наглядно отобразить внутреннюю структуру атома: локализацию электронов на конкретных орбиталях, пространственную форму электронных облаков, точную ориентацию спинов и значения всех четырех квантовых чисел. Эта теоретическая модель служит надежным фундаментом для прогнозирования валентности, химической активности и физических свойств веществ.
См. также
Молекулярные орбитали Окислительно-восстановительные процессы