Орбитали в квантово-механической модели атома

В предыдущей теме было установлено, что в современной квантово-механической модели атома электрон нельзя рассматривать как частицу, движущуюся по строго определённой траектории.

Вместо понятия «орбита» используется понятие орбиталь — область пространства вокруг ядра, где вероятность нахождения электрона наиболее велика.

Каждый электрон в атоме занимает определённую орбиталь, обладающую собственной:

• формой;
• энергией;
• пространственной ориентацией.

Именно распределение электронов по орбиталям определяет химические свойства элементов, их положение в Периодической системе и способность образовывать химические связи.

Что такое атомная орбиталь?

Атомная орбиталь — область пространства вокруг ядра, в которой вероятность нахождения электрона составляет около 90–95%.

Орбиталь не является траекторией движения электрона.

Орбиталь показывает область наиболее вероятного пребывания электрона.

Каждая орбиталь характеризуется:

• определённой энергией;
• формой;
• пространственной ориентацией;
• способностью вмещать не более двух электронов.

Энергетические уровни и подуровни

Электроны располагаются в атоме на энергетических уровнях.

Каждый энергетический уровень состоит из одного или нескольких подуровней.

Подуровни обозначаются буквами:

• s
• p
• d
• f

С увеличением номера уровня возрастает число возможных подуровней.

s-орбитали

Строение s-орбиталей

s-орбиталь имеет сферическую форму.

Каждый s-подуровень содержит только одну орбиталь.

Следовательно, на s-подуровне могут находиться максимум два электрона.

Примеры

1s²
2s²
3s²

Строение p-орбиталей

p-орбитали имеют форму объёмной гантели.

Каждый p-подуровень состоит из трёх орбиталей:

px
py
pz

Они направлены вдоль трёх взаимно перпендикулярных осей пространства.

Каждая орбиталь может содержать два электрона.

Следовательно, максимальная вместимость p-подуровня составляет:

3 орбитали × 2 электрона = 6 электронов

Характеристика p-подуровня

Условное изображение

Примеры

2p⁶
3p⁴

Строение d-орбиталей

d-орбитали имеют более сложную пространственную форму.

Большинство d-орбиталей напоминают четырёхлепестковые фигуры.

Каждый d-подуровень содержит пять орбиталей.

Максимальная вместимость:

5 × 2 = 10 электронов

Характеристика d-подуровня

Условное изображение

Примеры

3d⁵
3d¹⁰
4d⁸

Правила заполнения орбиталей

Основные правила

Распределение электронов по орбиталям происходит по определённым законам квантовой механики.

Основными являются:

1. Принцип наименьшей энергии (правило Клечковского);
2. Принцип Паули;
3. Правило Хунда.

1. Принцип наименьшей энергии (правило Клечковского)

Электроны сначала занимают орбитали с меньшей энергией, а затем переходят на более высокие уровни.

Последовательность заполнения подуровней

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s ...

и т.д.

Эту последовательность часто изображают диаграммой Клечковского.

2. Принцип Паули

На одной орбитали могут находиться не более двух электронов.

Причём их спины должны быть противоположно направлены.

Условное изображение

Таким образом:

Одна орбиталь может содержать максимум два электрона.

3. Правило Хунда

Если на подуровне имеется несколько свободных орбиталей одинаковой энергии, электроны сначала занимают их по одному.

Только после этого начинается образование электронных пар.

Пример для трёх электронов на p-подуровне

Такое распределение обеспечивает наиболее устойчивое состояние атома.

Электронно-графические схемы

• Азот (Z = 7). Электронная конфигурация:

1s^2 2s^2 2p^3

Орбитальная схема:

• Кислород (Z = 8). Электронная конфигурация:

1s² 2s² 2p⁴

Орбитальная схема:

• Неон (Z = 10). Электронная конфигурация:

1s² 2s² 2p⁶

Орбитальная схема:

Внешний энергетический уровень полностью завершён.

Орбитали и Периодическая система

Строение Периодической системы непосредственно связано с заполнением орбиталей.

По типу заполняемого подуровня элементы подразделяются на следующие блоки:

Примеры элементов различных блоков

s-блок

• водород;
• литий;
• натрий.

p-блок

• углерод;
• кислород;
• хлор.

d-блок

• железо;
• медь;
• цинк.

Значение орбиталей в химии

Представления об орбиталях позволяют объяснить:

• периодичность свойств элементов;
• образование химических связей;
• валентность элементов;
• магнитные свойства веществ;
• устойчивость электронных конфигураций.

Без понимания строения орбиталей невозможно объяснить многие закономерности современной химии.

Главное запомнить

s-подуровень

• содержит 1 орбиталь;
• вмещает до 2 электронов;
• имеет сферическую форму.

p-подуровень

• содержит 3 орбитали;
• вмещает до 6 электронов;
• имеет форму объёмной гантели.

d-подуровень

• содержит 5 орбиталей;
• вмещает до 10 электронов;
• имеет сложную пространственную форму.

Основные правила заполнения

• принцип наименьшей энергии (Клечковского);
• принцип Паули;
• правило Хунда.

Именно эти правила определяют распределение электронов в атомах и лежат в основе строения Периодической системы.