Провал электрона у меди

Провал электрона у меди

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

Правило Клечковского гласит: Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел n + l <displaystyle n+l> . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n <displaystyle n> .

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

Содержание

Распределение электронов по орбиталям в водородоподобных и многоэлектронных атомах [ править | править код ]

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:

В действительности же расщепление по l, начиная с n≥З, оказывается большим, чем расщепление по n. Сложный характер явления 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 приводит к резко усложнённой (по сравнению с вышеописанной) энергетической последовательности заселяющихся электронами атомных орбиталей. Итак, в реальных многоэлектронных атомах картина энергетического распределения орбиталей оказывается очень сложной. Строгая квантовомеханическая теория электронного строения атомов и экспериментальная спектроскопия обнаруживают энергетическую последовательность атомных орбиталей в следующем виде:

1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s 4 f ≅ 5 d 6 p 7 s 5 f ≅ 6 d 7 p 8 s <displaystyle 1s

Формулировка правила Клечковского [ править | править код ]

Эта энергетическая последовательность легко может быть описана при помощи эмпирического правила суммы двух первых квантовых чисел, разработанного в 1951-м году В. М. Клечковским и иногда называемого 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 n + l <displaystyle n+l> . Суть его очень проста:

орбитальная энергия последовательно повышается по мере увеличения суммы n + l <displaystyle n+l> , причём при одном и том же значении этой суммы относительно меньшей энергией обладает атомная орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n <displaystyle n> . Например, при n + l = 6 <displaystyle n+l=6> орбитальные энергии подчиняются последовательности 4 d 5 p 6 s <displaystyle 4d , так как здесь для d <displaystyle d> -орбитали главное квантовое число наименьшее n = 4 <displaystyle n=4> , для s <displaystyle s> -орбитали n = 6 <displaystyle n=6> ; наибольшее n = 6 <displaystyle n=6> , p <displaystyle p> -орбиталь занимает промежуточное положение n = 5 <displaystyle n=5> .

При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа n <displaystyle n> и побочного (орбитального) квантового числа l <displaystyle l> , то есть n + l <displaystyle n+l> , имеет меньшее значение.

Правило (n+l) в целом хорошо иллюстрирует таблица 1, где по мере постепенного возрастания суммы (n+l) приведена 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 комбинации для (n+l)=6:

Читайте также:  Как заменить разбитое стекло на смартфоне
n 1 2 3
l 5 4 3
Таблица 1. Энергетическая последовательность орбиталей в изолированных атомах

(n+l) n l Атомные орбитали
1 1 1s Первый период
2 2 2s Второй период
3 2 1 2p
3 3s Третий период
4 3 1 3p
4 4s Четвёртый период
5 3 2 3d
4 1 4p
5 5s Пятый период
6 4 2 4d
5 1 5p
6 6s Шестой период
7 4 3 4f
5 2 5d
6 1 6p
7 7s Седьмой период
8 5 3 5f
6 2 6d
7 1 7p
8 8s Начало восьмого периода

Приведённую в таблице очерёдность заполнения электронами атомных орбиталей удобно представить в виде схемы:

Исключения из правила Клечковского [ править | править код ]

Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречат реальной энергетической последовательности атомных орбиталей только в двух однотипных случаях, а именно: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au [1] имеет место «провал» электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома; после заполнения двумя электронами орбитали 6s следующий электрон появляется на орбитали 5d, а не 4f, и только затем происходит заселение четырнадцатью электронами орбиталей 4f, затем продолжается и завершается заселение десятиэлектронного состояния 5d. Аналогичная ситуация характерна и для орбиталей 7s, 6d и 5f.

Мнемоническое правило [ править | править код ]

Нас арифметикой банальною не мучай,
Над нами лишь Клечковский — господин,
А он сказал, что 3+2 получше
Чем, например, 4+1

Атомно-молекулярное учение

Мы приступаем к изучению химии — мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными формулами элементов.

Атом (греч. а — отриц. частица + tomos — отдел, греч. atomos — неделимый) — электронейтральная частица вещества микроскопических размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется "планетарной" и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos — первый) — положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов элементов. Нейтрон (лат. neuter — ни тот, ни другой) — нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron — янтарь) — стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома — порядковый номер в таблице Менделеева — равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

    Первый уровень

Состоит из s-подуровня: одной "1s" ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами — 1s 2 )

Состоит из s-подуровня: одной "s" ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех "p" ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов

Состоит из s-подуровня: одной "s" ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех "p" ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти "d" ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов

Состоит из s-подуровня: одной "s" ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех "p" ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти "d" ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи "f" ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов

Читайте также:  Яндекс начальная страница открыть

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенно число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: "s", "p" и "d", которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны создавая определенный "рисунок".

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь — клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

  • Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
  • На орбитали (в одной "ячейке") не может располагаться более двух электронов
  • Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются еще одним электроном с противоположным направлением
  • Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 4f

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода — 6, у серы — 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

  • Углерод — 1s 2 2s 2 2p 2
  • Серы — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем уровне — это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Иногда для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

  • Углерод — 2s 2 2p 2
  • Сера -3s 2 3p 4

Очевидно, что на внешнем уровне углерода находятся 4 электрона, а у серы — 6 электронов.

Число валентных электронов также относится к важным понятиям, о которых часто идет речь в вопросах экзамена. Валентным называют такой электрон, который способен к образованию химической связи, то есть валентный электрон — один неспаренный электрон в ячейке.

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем уровне и число валентных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и фтора:

  • Магний — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
  • Скандий — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1

Пройдите тест для закрепления знаний

На s-подуровне, состоящим из одной ячейки, могут разместиться два электрона.

На внешнем уровне серы шесть электронов, которые распределяются по ячейкам: 3s 2 3p 4

Читайте также:  Mac os mojave установочная флешка

Из перечисленных элементов провал электрона встречается как у хрома, так и у меди.

Кальций и магний расположены в одной группе главной подгруппе, поэтому число электронов на их внешнем уровне одинаково (два электрона).

Здесь легко и интересно общаться. Присоединяйся!

Частично ответ уже дала Arina Hunter.
И про близость энергии, и про стабильность полностью или наполовину заполненных. А я объясню почему именно так происходит.

Для справки, не только у атома Cu., проскок еще у многих атомов бывает, Au, Pt, Cr, Rh, Ru. У Pd так проскок сразу 2 электронов. Вообще особое исключение — у элемента 5 периода нет ни одного e на 5 уровне.

А теперь самое главное: Правила Клечковского (а именно эти импирические правила определяют последовательность заполнения орбиталей, вбей в поисковик "Правила клечковского" и почитай) — на самом деле перефразируют элементарную истину: электрон пойдет на орбиталь с меньшей энергией. Очевидно, правда?

Самое забавное, что для атома H (или любого иона с одним единственным e), разницы в энергии в пределах подуровней одного уровня нет! Т. е. для одного единственного e, что 2s, что 2p имеют одну энергию. Почему тогда для систем из более 1e (т. е. для всей атомов кроме H) появляется разница? Из-за эффекта экранирования.

Из-за особенностей распределения электронной плотности (симметрия и число узловых поверхностей) , например, как только есть пара e на первом уровне, появляется разница между энергиями 2s и 2p. Если "на пальцах", для сферической и более близко расположенной к ядру 2s орбитали, электроны 1 уровня слаюее "загораживают" ядро, чем для 2p. Собственно из-за чего и появляется последовательность заполнения : сначала 2s, затем 2p.

Логику понял или разжевывать до конца?

Тогда читаем дальше: Наличие заполненных 1 и 2 уровней приводит к тому что энергия 3d и 4s становится примерно равной. причем 4s чуть меньше. значит заполнился уровень 4s, дальше заполняется 3d. Так вот, дружище, заполнение 3d так же экранирует 4 уровень, а полностью или наполовину заполненный 3d экранирует более эффективно (да хотя бы из соображений симметрии) .
Поэтому причина провала, не в том что энергия 3d "стала чуть меньше" (как может показаться из определения "стабильность наполовину и полностью заполненных уровней"), а в том что энергия 4s "становится чуть больше".

В атомах некоторых элементов происходит проскок электрона с внешнего s- на d- подуровень предыдущего слоя.

Пример. Электронное строение атома меди выражается формулой

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1.

Аналогичный проскок электрона с внешнего s- на d- подуровень предыдущего слоя происходит и в атомах аналогов меди – серебра и золота. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, отвечающих полностью или ровно наполовину заполненным энергетическим подуровням.

Переход электрона в атоме меди с 4s на 3d подуровень приводит к образованию полностью заполненного d-подуровня и поэтому оказывается энергетически выгодным.

Этим объясняется «проскок» одного 4s-электрона в атоме хрома (z=24) на 3d-подуровень, в результате которого атом хрома приобретает устойчивую электронную структуру (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1) с ровно наполовину заполненным 3d-подуровнем. Аналогичный переход 5s электрона на 4d-подуровень происходит и в атоме молибдена (z=42)

Это объясняется близостью энергий ns- и (n – 1) d-уровней и стабильностью наполовину и полностью заполненных уровней.

Ссылка на основную публикацию
Adblock detector