Добавил:
Diryabuh
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:04
.txt 2. КВАНТОВО-МЕХАНИЧЕСКАЯ МОДЕЛЬ АТОМА
В 1924 г. французский физик Луи де Бройль высказал идею о том, что материя обладает как волновыми, так и корпускулярными свойствами. Согласно уравнению де Бройля (одному из основных уравнений квантовой механики)*,
лямбда=h/(mv), (1.6)
т. е. частице с массой т, движущейся со скоростью v, соответствует волна длиной лямбда; h - постоянная Планка.
Длину волны такой частицы называют длиной волны де Бройля. Для любой частицы с массой т и известной скоростью v длину волны де Бройля можно рассчитать. Идея де Бройля была экспериментально подтверждена в 1927 г., когда были обнаружены у электронов как волновые, так и корпускулярные свойства.
Для описания свойств электрона используют волновую функцию, которую обозначают буквой пси. Квадрат ее модуля |пси|^2, вычисленный для определенного момента времени и определенной точки пространства, пропорционален вероятности обнаружить частицу в этой точке в указанное время. Величину |пси|^2 называют плотностью вероятности. Наглядное представление о распределении электронной плотности атома дает функция радиального распределения. Такая функция служит мерой вероятности нахождения электрона в сферическом слое между расстояниями r и (r + dr) от ядра. Объем, лежащий между двумя сферами, имеющими радиусы r и (r + dr), равен Aпr^2dr, а вероятность нахождения электрона в этом элементарном объеме может быть представлена графически в виде зависимостей функции радиального распределения. На рис. 1.2 представлена функция вероятности для основного энергетического состояния электрона в атоме водорода. Плотность вероятности |псиг|)^2 достигает максимального значения на некотором конечном расстоянии от ядра. При этом наиболее вероятное значение r для электрона атома водорода равно радиусу орбиты a0, соответствующей основному состоянию электрона в модели Бора. Различная плотность вероятности дает представление об электроне, как бы размазанном вокруг ядра в виде так называемого электронного облака (рис. 1.3). Чем больше величина |tp|2, тем больше вероятность нахождения электрона в данной области атомного пространства.
В квантовой механике вместо термина "орбита" используют термин "орбиталь", которым называют волновую функцию электрона. Соответственно орбиталь характеризует и энергию и форму пространственного распределения электронного облака.
§ 1.3. КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА И АТОМНЫЕ ОРБИТ АЛИ
Следствием решения уравнения Шредингера для атома водорода являются три квантовых числа, характеризующих поведение электрона в атоме. Эти же квантовые числа однозначно характеризуют состояние электронов любого атома периодической системы элементов.
Главное квантовое число п определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия электрона главным образом зависит от расстояния электрона от ядра: чем ближе к ядру находится электрон, тем меньше его энергия. Поэтому можно сказать, что главное квантовое число п. определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (квантовом слое). Главное квантовое число имеет значения ряда целых чисел от 1 до бескон. При значении главного квантового числа, равного единице (п=1), электрон находится на первом энергетическом уровне, расположенном на минимально возможном расстоянии от ядра. Полная энергия такого электрона наименьшая.
Электрон, находящийся на наиболее удаленном от ядра энергетическом уровне, обладает максимальной энергией. Поэтому при переходе электрона с более удаленного энергетического уровня на более близкий выделяются порции (кванты) энергии. Энергетические уровни обозначают прописными буквами согласно схеме:
Значение п 1 2 3 4 5
Обозначение KLMNQ
Орбитальное квантовое число l. Согласно квантово-механиче-ским расчетам, электронные облака отличаются не только размерами, но и формой. Форму электронного облака характеризует орбитальное или азимутальное квантовое число. Различная форма электронных облаков обусловливает изменение энергии электронов в пределах одного энергетического уровня, т. е. ее расщепление на энергетические подуровни. Каждой форме электронного облака соответствует определенное значение механического момента движения электрона мю, определяемого орбитальным квантовым числом:
мю= (h/2п){l(l+ 1)}.
Орбитальное квантовое число может иметь значения от 0 до п - 1, всего п значений. Энергетические подуровни обозначают буквами:
Значение l Обозначение
2 3 4 d f g
При значении главного квантового числа, равного единице (п= 1), орбитальное квантовое число имеет только одно значение, равное нулю (l=0). Таким значением l характеризуются электронные облака, имеющие шаровую симметрию (см. рис. 1.3), Электроны, орбитальное квантовое число которых равно нулю, называются s-электронами.
На первом энергетическом уровне могут находиться только s-электроны, его условная запись 1s. При значении главного квантового числа, равном двум (n = 2), орбитальное квантовое число имеет два значения: l = 0 и l= 1. Орбитальному числу, равному единице (/=1), соответствует гантелевидная форма
электронного облака (форма объемной восьмерки) (рис. 1.4).
Электроны, орбитальное квантовое число которых равно единице,
называются р-электронами.
На втором энергетическом уровне могут находиться s- и р-электроны, которые образуют два подуровня: 2s и 2р. При значении главного квантового числа, равного трем (п = 3), орбитальное квантовое число имеет три значения: l=0, l= 1, l=2. Орбитальному квантовому числу, равному двум (l=2), соответствует более сложная форма электронных облаков (рис. 1.5). Электроны, орбитальное квантовое число которых равно двум, называются d-электронами.
На третьем энергетическом уровне могут находиться s-, p-и d-электроны, которые образуют три подуровня: 3s, Зр и 3d. При значении главного квантового числа, равного четырем (п = 5), орбитальное квантовое число имеет четыре значения: l= 0, l= 1, l=2 и l= 3. Орбитальному числу, равному трем (l = 3), соответствует еще более сложная форма облаков. Электроны, орбитальное квантовое число которых равно трем, называются f-электронами.
На четвертом энергетическом уровне могут находиться s-, p-, d- и f-электроны, которые образуют четыре подуровня; 4s, 4р, Ad и 4f.
Магнитное квантовое число m_l. Из решения уравнения Шре-дингера следует, что электронные облака ориентированы в пространстве. Пространственная ориентация электронных облаков характеризуется магнитным квантовым числом.
Внешнее магнитное или электрическое поле изменяет пространственную ориентацию электронных облаков, поэтому при воздействии магнитного или электрического поля происходит расщепление энергетических подуровней электронов. В магнитном и электрическом полях наблюдается расщепление атомных спектральных линий.
Магнитное квантовое число принимает любое целое числовое значение от +l до -l, включая 0. Таким образом, число возможных значений магнитного квантового числа равно 2l+1. При значении орбитального квантового числа, равного нулю (l= 0), магнитное квантовое число имеет только одно значение, равное нулю (m_l=0) (см. рис. 1.3). При значении орбитального квантового числа, равном единице (l= 1), магнитное квантовое число имеет три значения: m_l=l, m_l = 0 и m_l =-1. Три значения магнитного числа характеризуют три состояния р-электронов, что соответствует ориентации р-облаков в пространстве в трех взаимно перпендикулярных плоскостях по осям координат х, у и 2 (см. рис. 1.4).
При значении орбитального квантового числа, равном двум (l = 2), магнитное квантовое число имеет пять значений: mi =2, m_l=-1, m_l = 0, m_l= - 2, m_l =-1. Пять значений магнитного квантового числа соответствуют пяти пространственным положениям d-электронных облаков (рис. 1.5). Орбитальному квантовому числу, равному трем (l = 3), соответствует семь значений магнитного числа и семь пространственных положений /-облаков.
Атомные орбитали (АО). На основе представлений о квантовых числах можно уточнить определение электронной орбитали в атоме. Совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых определенными значениями квантовых чисел п, I и т^ называют атомной орбиталью (АО).
Три р-орбитали (р_x, р_y, р_z) перпендикулярны друг другу и направлены вдоль трех осей координат: х, у и z. Три d-орбитали (d_xz, d_yz, d_xy) имеют диагональное расположение между осями х, у и г, две остальные (d_x^2y^2, d_z^2) направлены вдоль осей координат.
Изучение атомных спектров показало, что три квантовых числа п, l и m_l не полностью характеризуют поведение электронов в атоме.
Спиновое квантовое число m_s. Электрон, двигаясь в поле ядра атома, кроме орбитального момента импульса обладает также собственным моментом импульса, характеризующим его веретенообразное вращение вокруг собственной оси. Это свойство электрона получило название спина. Величину и ориентацию спина характеризует спиновое квантовое число m_s, которое может принимать значения +1/2 и -1/2. Положительное и отрицательное значения спина связаны с его направлением. Поскольку спин - величина векторная, его условно обозначают стрелкой, направленной вверх или вниз.
Электроны, имеющие одинаковое направление спина, т. е. либо m_s = +1/2, либо m_s= -1/2, называются параллельными, при противоположных направлениях спинов - антипараллельными. Итак, состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами: п, l, m_l и m_s.
§ 1.4. МНОГО ЭЛЕКТРОННЫЕ АТОМЫ
Размещение электронов в атомах. Если атом находится в основном (невозбужденном) состоянии, то его электроны занимают самые низкие по энергиям орбитали. Однако энергия ор-биталей в многоэлектронных атомах зависит не только от притяжения электронов к ядру, но и отталкивания его от остальных электронов. В многоэлектронном атоме внутренние электронные уровни экранируют (заслоняют) электроны, расположенные на внешних энергетических уровнях, от действия заряда ядра. Поэтому энергия притяжения электронов внешнего уровня к ядру меньше энергии притяжения электронов внутренних уровней. Взаимное влияние электронов друг на друга вызывает изменение последовательности возрастания энергии орбиталей по сравнению с последовательностью возрастания энергии орбита-лей в атоме водорода.
Согласно правилу Клечковского, заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы чисел п -\-1, а при равных значениях п -f- / --в порядке возрастания ":
ls<2s<2p<3s<3p<4s " 3d<4p<5s"4d<5p<6s"5d"4/<6p и т.д.
Схема относительного расположения энергетических уровней в многоэлектронных атомах приведена на рис. 1.6.
Так, значению п + / = 5 соответствуют энергетические подуровни Ы (пяоЗ, 1 = 2), id (и = 4, /=1) и 5s (" = 5, / = 0), т. е. тот порядок, в котором они располагаются на энергетической шкале. Заметим, что ор-битали (n + 1)s,nd и (п - 1)f близки по энергии.
Исключения из правилаКлечковского наблюдаютсядля элементов с полностью илинаполовину заполненными d- и/-подуровнями. Так, у Си электронной конфигурации[Ar]3d10-4s1 отвечает меньшая энергия, чем конфигурации[Ar]3d9-4s2 (символ [Аr] показывает, что строение внутренних электронных уровней такоеже, как в аргоне). На 3d-подуровне находится 10 (во второмслучае 9) электронов, а на 4s-подуровне - один электрон(во втором случае 2). Первая конфигурация отвечает основному состоянию, вторая - возбужденному.
Принцип Паули. Поведение электронов в атомах подчиняется принципу запрета, сформулированному в 1925 г. швейцарским ученым В. Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковыми все четыре квантовых числа.
Согласно принципу Паули, на одной орбитали, характеризуемой определенными значениями трех квантовых чисел п, l и m_l, могут находиться только два электрона, отличающихся значением спинового квантового числа ms, а именно m_s=+1/2 и m_s=-1/2. Действительно, если п=1, то l и m_l могут иметь только нулевые значения. Поэтому электроны с п = 1 могут отличаться только значением спинового квантового числа. Следовательно, на первом энергетическом уровне могут находиться только два электрона. Условно электронную конфигурацию этого уровня записывают следующим образом: 1s2
Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа:
х=2п^2.
Энергетические уровни и подуровни, которые содержат максимально допустимое число электронов, называют замкнутыми. Замкнутый s-подуровень (/ = 0) содержит два электрона, замкнутый р-подуровень (l= 1) содержит шесть электронов, в замкнутом d-подуровне (1 = 2) находится десять электронов, в замкнутом f-подуровне (l = 3) - 14 электронов и т. д.
Электронную конфигурацию атома изображают следующим образом: каждому энергетическому уровню соответствует определенное главное квантовое число п, обозначаемое арабской цифрой; за каждой цифрой следует буква, соответствующая энергетическому подуровню и обозначающая орбитальное квантовое число. Верхний индекс у буквы показывает число электронов, находящихся в подуровне. Например, электронную конфигурацию атома натрия отражает следующая формула: Is22s22p63s'. Эта запись показывает, что ls(n= 1, l = 0) и 2s(n = 2, l = 0) - подуровни содержат по два электрона; 2р(п = 2, l= 1) - подуровень - 6 электронов и 3s(n ==3, l = 0) - подуровень - один электрон.
Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням в атомах, находящихся в основном состоянии, приведено в табл. 1.1.
Правило Хунда. При заполнении электронами энергетических подуровней соблюдается правило Хунда: в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.
В 1924 г. французский физик Луи де Бройль высказал идею о том, что материя обладает как волновыми, так и корпускулярными свойствами. Согласно уравнению де Бройля (одному из основных уравнений квантовой механики)*,
лямбда=h/(mv), (1.6)
т. е. частице с массой т, движущейся со скоростью v, соответствует волна длиной лямбда; h - постоянная Планка.
Длину волны такой частицы называют длиной волны де Бройля. Для любой частицы с массой т и известной скоростью v длину волны де Бройля можно рассчитать. Идея де Бройля была экспериментально подтверждена в 1927 г., когда были обнаружены у электронов как волновые, так и корпускулярные свойства.
Для описания свойств электрона используют волновую функцию, которую обозначают буквой пси. Квадрат ее модуля |пси|^2, вычисленный для определенного момента времени и определенной точки пространства, пропорционален вероятности обнаружить частицу в этой точке в указанное время. Величину |пси|^2 называют плотностью вероятности. Наглядное представление о распределении электронной плотности атома дает функция радиального распределения. Такая функция служит мерой вероятности нахождения электрона в сферическом слое между расстояниями r и (r + dr) от ядра. Объем, лежащий между двумя сферами, имеющими радиусы r и (r + dr), равен Aпr^2dr, а вероятность нахождения электрона в этом элементарном объеме может быть представлена графически в виде зависимостей функции радиального распределения. На рис. 1.2 представлена функция вероятности для основного энергетического состояния электрона в атоме водорода. Плотность вероятности |псиг|)^2 достигает максимального значения на некотором конечном расстоянии от ядра. При этом наиболее вероятное значение r для электрона атома водорода равно радиусу орбиты a0, соответствующей основному состоянию электрона в модели Бора. Различная плотность вероятности дает представление об электроне, как бы размазанном вокруг ядра в виде так называемого электронного облака (рис. 1.3). Чем больше величина |tp|2, тем больше вероятность нахождения электрона в данной области атомного пространства.
В квантовой механике вместо термина "орбита" используют термин "орбиталь", которым называют волновую функцию электрона. Соответственно орбиталь характеризует и энергию и форму пространственного распределения электронного облака.
§ 1.3. КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА И АТОМНЫЕ ОРБИТ АЛИ
Следствием решения уравнения Шредингера для атома водорода являются три квантовых числа, характеризующих поведение электрона в атоме. Эти же квантовые числа однозначно характеризуют состояние электронов любого атома периодической системы элементов.
Главное квантовое число п определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия электрона главным образом зависит от расстояния электрона от ядра: чем ближе к ядру находится электрон, тем меньше его энергия. Поэтому можно сказать, что главное квантовое число п. определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (квантовом слое). Главное квантовое число имеет значения ряда целых чисел от 1 до бескон. При значении главного квантового числа, равного единице (п=1), электрон находится на первом энергетическом уровне, расположенном на минимально возможном расстоянии от ядра. Полная энергия такого электрона наименьшая.
Электрон, находящийся на наиболее удаленном от ядра энергетическом уровне, обладает максимальной энергией. Поэтому при переходе электрона с более удаленного энергетического уровня на более близкий выделяются порции (кванты) энергии. Энергетические уровни обозначают прописными буквами согласно схеме:
Значение п 1 2 3 4 5
Обозначение KLMNQ
Орбитальное квантовое число l. Согласно квантово-механиче-ским расчетам, электронные облака отличаются не только размерами, но и формой. Форму электронного облака характеризует орбитальное или азимутальное квантовое число. Различная форма электронных облаков обусловливает изменение энергии электронов в пределах одного энергетического уровня, т. е. ее расщепление на энергетические подуровни. Каждой форме электронного облака соответствует определенное значение механического момента движения электрона мю, определяемого орбитальным квантовым числом:
мю= (h/2п){l(l+ 1)}.
Орбитальное квантовое число может иметь значения от 0 до п - 1, всего п значений. Энергетические подуровни обозначают буквами:
Значение l Обозначение
2 3 4 d f g
При значении главного квантового числа, равного единице (п= 1), орбитальное квантовое число имеет только одно значение, равное нулю (l=0). Таким значением l характеризуются электронные облака, имеющие шаровую симметрию (см. рис. 1.3), Электроны, орбитальное квантовое число которых равно нулю, называются s-электронами.
На первом энергетическом уровне могут находиться только s-электроны, его условная запись 1s. При значении главного квантового числа, равном двум (n = 2), орбитальное квантовое число имеет два значения: l = 0 и l= 1. Орбитальному числу, равному единице (/=1), соответствует гантелевидная форма
электронного облака (форма объемной восьмерки) (рис. 1.4).
Электроны, орбитальное квантовое число которых равно единице,
называются р-электронами.
На втором энергетическом уровне могут находиться s- и р-электроны, которые образуют два подуровня: 2s и 2р. При значении главного квантового числа, равного трем (п = 3), орбитальное квантовое число имеет три значения: l=0, l= 1, l=2. Орбитальному квантовому числу, равному двум (l=2), соответствует более сложная форма электронных облаков (рис. 1.5). Электроны, орбитальное квантовое число которых равно двум, называются d-электронами.
На третьем энергетическом уровне могут находиться s-, p-и d-электроны, которые образуют три подуровня: 3s, Зр и 3d. При значении главного квантового числа, равного четырем (п = 5), орбитальное квантовое число имеет четыре значения: l= 0, l= 1, l=2 и l= 3. Орбитальному числу, равному трем (l = 3), соответствует еще более сложная форма облаков. Электроны, орбитальное квантовое число которых равно трем, называются f-электронами.
На четвертом энергетическом уровне могут находиться s-, p-, d- и f-электроны, которые образуют четыре подуровня; 4s, 4р, Ad и 4f.
Магнитное квантовое число m_l. Из решения уравнения Шре-дингера следует, что электронные облака ориентированы в пространстве. Пространственная ориентация электронных облаков характеризуется магнитным квантовым числом.
Внешнее магнитное или электрическое поле изменяет пространственную ориентацию электронных облаков, поэтому при воздействии магнитного или электрического поля происходит расщепление энергетических подуровней электронов. В магнитном и электрическом полях наблюдается расщепление атомных спектральных линий.
Магнитное квантовое число принимает любое целое числовое значение от +l до -l, включая 0. Таким образом, число возможных значений магнитного квантового числа равно 2l+1. При значении орбитального квантового числа, равного нулю (l= 0), магнитное квантовое число имеет только одно значение, равное нулю (m_l=0) (см. рис. 1.3). При значении орбитального квантового числа, равном единице (l= 1), магнитное квантовое число имеет три значения: m_l=l, m_l = 0 и m_l =-1. Три значения магнитного числа характеризуют три состояния р-электронов, что соответствует ориентации р-облаков в пространстве в трех взаимно перпендикулярных плоскостях по осям координат х, у и 2 (см. рис. 1.4).
При значении орбитального квантового числа, равном двум (l = 2), магнитное квантовое число имеет пять значений: mi =2, m_l=-1, m_l = 0, m_l= - 2, m_l =-1. Пять значений магнитного квантового числа соответствуют пяти пространственным положениям d-электронных облаков (рис. 1.5). Орбитальному квантовому числу, равному трем (l = 3), соответствует семь значений магнитного числа и семь пространственных положений /-облаков.
Атомные орбитали (АО). На основе представлений о квантовых числах можно уточнить определение электронной орбитали в атоме. Совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых определенными значениями квантовых чисел п, I и т^ называют атомной орбиталью (АО).
Три р-орбитали (р_x, р_y, р_z) перпендикулярны друг другу и направлены вдоль трех осей координат: х, у и z. Три d-орбитали (d_xz, d_yz, d_xy) имеют диагональное расположение между осями х, у и г, две остальные (d_x^2y^2, d_z^2) направлены вдоль осей координат.
Изучение атомных спектров показало, что три квантовых числа п, l и m_l не полностью характеризуют поведение электронов в атоме.
Спиновое квантовое число m_s. Электрон, двигаясь в поле ядра атома, кроме орбитального момента импульса обладает также собственным моментом импульса, характеризующим его веретенообразное вращение вокруг собственной оси. Это свойство электрона получило название спина. Величину и ориентацию спина характеризует спиновое квантовое число m_s, которое может принимать значения +1/2 и -1/2. Положительное и отрицательное значения спина связаны с его направлением. Поскольку спин - величина векторная, его условно обозначают стрелкой, направленной вверх или вниз.
Электроны, имеющие одинаковое направление спина, т. е. либо m_s = +1/2, либо m_s= -1/2, называются параллельными, при противоположных направлениях спинов - антипараллельными. Итак, состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами: п, l, m_l и m_s.
§ 1.4. МНОГО ЭЛЕКТРОННЫЕ АТОМЫ
Размещение электронов в атомах. Если атом находится в основном (невозбужденном) состоянии, то его электроны занимают самые низкие по энергиям орбитали. Однако энергия ор-биталей в многоэлектронных атомах зависит не только от притяжения электронов к ядру, но и отталкивания его от остальных электронов. В многоэлектронном атоме внутренние электронные уровни экранируют (заслоняют) электроны, расположенные на внешних энергетических уровнях, от действия заряда ядра. Поэтому энергия притяжения электронов внешнего уровня к ядру меньше энергии притяжения электронов внутренних уровней. Взаимное влияние электронов друг на друга вызывает изменение последовательности возрастания энергии орбиталей по сравнению с последовательностью возрастания энергии орбита-лей в атоме водорода.
Согласно правилу Клечковского, заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы чисел п -\-1, а при равных значениях п -f- / --в порядке возрастания ":
ls<2s<2p<3s<3p<4s " 3d<4p<5s"4d<5p<6s"5d"4/<6p и т.д.
Схема относительного расположения энергетических уровней в многоэлектронных атомах приведена на рис. 1.6.
Так, значению п + / = 5 соответствуют энергетические подуровни Ы (пяоЗ, 1 = 2), id (и = 4, /=1) и 5s (" = 5, / = 0), т. е. тот порядок, в котором они располагаются на энергетической шкале. Заметим, что ор-битали (n + 1)s,nd и (п - 1)f близки по энергии.
Исключения из правилаКлечковского наблюдаютсядля элементов с полностью илинаполовину заполненными d- и/-подуровнями. Так, у Си электронной конфигурации[Ar]3d10-4s1 отвечает меньшая энергия, чем конфигурации[Ar]3d9-4s2 (символ [Аr] показывает, что строение внутренних электронных уровней такоеже, как в аргоне). На 3d-подуровне находится 10 (во второмслучае 9) электронов, а на 4s-подуровне - один электрон(во втором случае 2). Первая конфигурация отвечает основному состоянию, вторая - возбужденному.
Принцип Паули. Поведение электронов в атомах подчиняется принципу запрета, сформулированному в 1925 г. швейцарским ученым В. Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковыми все четыре квантовых числа.
Согласно принципу Паули, на одной орбитали, характеризуемой определенными значениями трех квантовых чисел п, l и m_l, могут находиться только два электрона, отличающихся значением спинового квантового числа ms, а именно m_s=+1/2 и m_s=-1/2. Действительно, если п=1, то l и m_l могут иметь только нулевые значения. Поэтому электроны с п = 1 могут отличаться только значением спинового квантового числа. Следовательно, на первом энергетическом уровне могут находиться только два электрона. Условно электронную конфигурацию этого уровня записывают следующим образом: 1s2
Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа:
х=2п^2.
Энергетические уровни и подуровни, которые содержат максимально допустимое число электронов, называют замкнутыми. Замкнутый s-подуровень (/ = 0) содержит два электрона, замкнутый р-подуровень (l= 1) содержит шесть электронов, в замкнутом d-подуровне (1 = 2) находится десять электронов, в замкнутом f-подуровне (l = 3) - 14 электронов и т. д.
Электронную конфигурацию атома изображают следующим образом: каждому энергетическому уровню соответствует определенное главное квантовое число п, обозначаемое арабской цифрой; за каждой цифрой следует буква, соответствующая энергетическому подуровню и обозначающая орбитальное квантовое число. Верхний индекс у буквы показывает число электронов, находящихся в подуровне. Например, электронную конфигурацию атома натрия отражает следующая формула: Is22s22p63s'. Эта запись показывает, что ls(n= 1, l = 0) и 2s(n = 2, l = 0) - подуровни содержат по два электрона; 2р(п = 2, l= 1) - подуровень - 6 электронов и 3s(n ==3, l = 0) - подуровень - один электрон.
Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням в атомах, находящихся в основном состоянии, приведено в табл. 1.1.
Правило Хунда. При заполнении электронами энергетических подуровней соблюдается правило Хунда: в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.