Правило 2: сначала наименьшая Энергия, но без нарушения принципа Паули

 

Правило 2 состоит в том, что орбитали заполняются электронами в порядке увеличения энергии. Электроны сначала заселяют самый нижний доступный энергетический уровень, но при этом не должен нарушаться принцип Паули. Таким образом, в атоме гелия (He) электроны могут занять энергетический уровень 1 s — один со спином «вверх» (s  =+½) и один со спином «вниз» (s  =−½). Три квантовых числа совпадают, но значения s   различаются, так что принцип Паули не нарушается. Li — следующий по величине атом, с тремя электронами. Третий электрон не может разместиться на уровне 1 s, поскольку все четыре его квантовых числа (n  , l  , m   и s  ) совпадали бы с одним из двух других электронов, и, значит, третий электрон должен занять более высокий уровень — 2 s -орбиталь. Это самый низкий из доступных уровней для третьего электрона. Поэтому правило 2 предписывает ему заселиться именно сюда.

 

Правило 3 (правило Хунда): спины не спариваются, если это возможно без нарушения правил 1 и 2

 

Правило 3 называется правилом Хунда. Оно утверждает, что, заполняя орбитали с одинаковой энергией, электроны остаются по возможности неспаренными. На рис. 11.3 правило Хунда проиллюстрировано на примере 2 p -орбиталей. Первый электрон, обозначенный на рисунке цифрой 1, занимает 2 p _x-орбиталь. Этот выбор произволен, поскольку все три 2 p -орбитали имеют одинаковую энергию. Согласно правилу Хунда, второй электрон займёт одну из двух других 2 p -орбиталей, имеющих одинаковую энергию, так чтобы спины не спаривались. В нашем примере он попадает на 2 p _y-орбиталь. Третий электрон должен заселиться на 2 p _z-орбиталь — это единственный способ соблюсти правило Хунда, а также правила 1 и 2. Наконец, четвёртый электрон спаривается с одним из остальных электронов. Как показано на рисунке, он занимает 2 p _x-орбиталь. Его спин должен быть направлен вниз, чтобы соблюдался принцип Паули, правило 1.

 

 

Рис. 11.3. Иллюстрация правила Хунда. При заселении 2p-орбиталей электрон 1 занимает 2p _x -орбиталь, электрон 2 — 2p _y, электрон 3 — 2p _z. Все они имеют спин, направленный вверх. Электрон 4 обязан будет иметь спин, направленный вниз, чтобы спариться во избежание нарушения принципа Паули

 

Правило Хунда возникает потому, что оно даёт электронные конфигурации с наименьшей возможной энергией. При заселении двух электронов на две разные 2 p -орбитали они размещаются в среднем дальше друг от друга, чем при заселении на одну и ту же орбиталь. Энергия уменьшается, поскольку удаление электронов друг от друга приводит к ослаблению их взаимного отталкивания. Таким образом, правило Хунда, по сути, требует помещать электроны по возможности на разные орбитали. Хотя факт уменьшения энергии при сохранении электронов неспаренными весьма важен, величина, на которую снижается энергия, незначительна. Поэтому лучше спарить электрон 4 на 2 p _x-орбитали, чем разместить его неспаренным на более высокоэнергетической 3 s -орбитали.

 

 

Периодическая таблица элементов

 

Итак, мы изложили правила расселения электронов по энергетическим уровням, изображённым на рис. 11.1. Теперь эти правила будут использоваться для понимания многочисленных свойств атомов и Периодической таблицы элементов. Кроме того, точно такие же правила будут очень важны при обсуждении молекул в последующих главах. Однако сначала нам необходимо познакомиться с Периодической таблицей (рис. 11.4).

В Периодической таблице каждому элементу соответствует клетка. В этой клетке записан символ элемента, а также его атомный номер. Атомный номер — это число положительно заряженных протонов в ядре элемента. Для нейтрального атома (в отличие от положительно или отрицательно заряженного иона) атомный номер — это также число отрицательно заряженных электронов. О строении Периодической таблицы будет во всех подробностях рассказано далее. В её левом верхнем углу расположен водород (символ H, атомный номер 1). В правом верхнем углу находится гелий (символ He, атомный номер 2). Под водородом располагается литий (символ Li, атомный номер 3).

 

 

Рис. 11.4. Периодическая таблица элементов

 

Многие символы являются просто аббревиатурами названий. Но это не всегда так. Например, свинцу (элемент 82) соответствует буквенный символ Pb, производный от латинского названия свинца plumbum. Поскольку по символам не всегда легко понять, как называется элемент, в табл. 11.1 приведены названия, символы и атомные номера элементов. Названия элементов в таблице упорядочены по алфавиту. Если по буквенному символу элемента вы не можете определить его название, просматривайте сверху вниз колонку символов, пока не найдёте нужный.

 

Таблица 11.1. Список элементов (в алфавитном порядке названий)

Элемент, Символ, Атомный №

Азот N 7

Актиний Ac 89

Алюминий Al 13

Америций Am 95

Аргон Ar 18

Астат At 85

Барий Ba 56

Бериллий Be 4

Берклий Bk 97

Бор B 5

Борий Bh 107

Бром Br 35

Ванадий V 23

Висмут Bi 83

Водород H 1

Вольфрам W 74

Гадолиний Gd 64

Галлий Ga 31

Гафний Hf 72

Гелий He 2

Германий Ge 32

Гольмий Ho 67

Дармштадтий Ds 110

Диспрозий Dy 66

Дубний Db 105

Европий Eu 63

Железо Fe 26

Золото Au 79

Индий In 49

Иод I 53

Иридий Ir 77

Иттербий Yb 70

Иттрий Y 39

Кадмий Cd 48

Калий K 19

Калифорний Cf 98

Кальций Ca 20

Кислород O 8

Кобальт Co 27

Коперниций Cn 112

Кремний Si 14

Криптон Kr 36

Ксенон Xe 54

Кюрий Cm 96

Лантан La 57

Ливерморий Lv 116

Литий Li 3

Лоуренсий Lr 103

Лютеций Lu 71

Магний Mg 12

Марганец Mn 25

Медь Cu 29

Мейтнерий Mt 109

Менделевий Md 101

Молибден Mo 42

Мышьяк As 33

Натрий Na 11

Неодим Nd 60

Неон Ne 10

Нептуний Np 93

Никель Ni 28

Ниобий Nb 41

Нобелий № 102

Олово Sn 50

Осмий Os 76

Палладий Pd 46

Платина Pt 78

Плутоний Pu 94

Полоний Po 84

Празеодим Pr 59

Прометий Pm 61

Протактиний Pa 91

Радий Ra 88

Радон Rn 86

Резерфордий Rf 104

Рений Re 75

Рентгений Rg 111

Родий Rh 45

Ртуть Hg 80

Рубидий Rb 37

Рутений Ru 44

Самарий Sm 62

Свинец Pb 82

Селен Se 34

Сера S 16

Серебро Ag 47

Сиборгий Sg 106

Скандий Sc 21

Стронций Sr 38

Сурьма Sb 51

Таллий Tl 81

Тантал Ta 73

Теллур Te 52

Тербий Tb 65

Технеций Tc 43

Титан Ti 22

Торий Th 90

Тулий Tm 69

Углерод C 6

[Унунпентий] Uup 115

[Унунтрий] Uut 113

Уран U 92

Фермий Fm 100

Флеровий Fl 114

Фосфор P 15

Франций Fr 87

Фтор F 9

Хассий Hs 108

Хлор Cl 17

Хром Cr 24

Цезий Cs 55

Церий Ce 58

Цинк Zn 30

Цирконий Zr 40

Эйнштейний Es 99

Эрбий Er 68

 

В Периодической таблице (см. рис. 11.4) отмечены металлы (белый тон), полуметаллы (полупроводники, тёмно-серый тон) и неметаллы (светло-серый тон). Полуметаллы — эта полоса между металлами (к которым относится большинство элементов) и неметаллами, которые располагаются в верхней правой части таблицы. В нижней части таблицы находятся два ряда элементов, называемых лантаноидами и актиноидами. Лантаноиды начинается с элемента лантана (La), а актиноиды — с актиния (Ac). Они заполняют пробел, отмеченный в таблице. Эти два ряда атомов, в которых задействованы f -орбитали, помещают под остальной таблицей, чтобы она не становилась слишком широкой.

Прежде чем перейти к рассмотрению свойств элементов, мы вкратце пройдёмся по первым двум строкам Периодической таблицы, чтобы почувствовать её структуру и понять, что такое «заполненная оболочка» в применении к электронной конфигурации. Затем мы обсудим, как использовать таблицу для понимания свойств элементов.