Тема урока: «Распределение электронов по атомным орбиталям»
Цель: изучить распределение электронов по орбиталям
Развивающая: развитие логического мышления по средствам установления причинно-следственных связей.
Образовательная: изучить такие понятия как: электронное облако, орбиталь, атомная орбиталь, формы существования орбиталей, правила заполнения орбиталей.
Положение элемента в периодической таблице обуславливает его свойства, порядковый номер- показывает заряд ядра атома, номер периода-количества энергетических уровней, номер группы-число электронов на последнем энергетическом уровне.
Электроны распределяются вокруг ядра по энергетическим уровням и движутся по определенным атомным орбиталям.
Атомная орбиталь – это область наиболее вероятного пребывания электрона в электрическом поле ядра атома
Положение элемента в пс определяет тип его орбиталей, различающихся формой, размерами
s-орбиталь
p- орбиталь
d- орбиталь
для элементов первого периода характерна одна эс орбиталь, у элементов 2 периода к эс орбитали добавляется п орбиталь, у элементов 3 периода появляется d
Порядок заполнения уровней и подуровней электронами .
I. Электронные формулы атомов химических элементов составляют в следующем порядке:
· Определяем по номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева общее число электронов в атоме;
· По номеру периода необходимо определить число энергетических уровней;
· Уровни разбиваются на подуровни и орбитали, и заполняются электронами в соответствии Принципом наименьшей энергии
· Для удобства электроны можно распределить по энергетическим уровням, воспользовавшись формулой N=2n2 и с учётом того, что:
1. у элементов главных подгрупп (s-;p-элементы) число электронов на внешнем уровне равно номеру группы.
2. у элементов побочных подгрупп на внешнем уровне обычно два электрона (исключение составляют атомы Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh , у которых на внешнем уровне один электрон, у Pd на внешнем уровне ноль электронов);
3. число электронов на предпоследнем уровне равно общему числу электронов в атоме минус число электронов на всех остальных уровнях.
II. Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется :
1.Принципом наименьшей энергии
Шкала энергий :
III. Семейства химических элементов.
Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня внешнего s-элементами . Это первые 2 элемента каждого периода, составляющие главные подгруппы I и II групп.
Элементы, в атомах которых электронами заполняется p-подуровень внешнего энергетического уровня, называются p-элементами . Это последние 6 элементов каждого периода (за исключением I и VII ), составляющие главные подгруппы III-VIII групп.
Элементы, в которых заполняется d-подуровень второго снаружи уровня, называются d-элементами . Это элементы вставных декад IV, V, VI периодов.
Элементы, в которых заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня, называются f-элементами . К f-элементам относятся лантаноиды и актиноиды.
При распределении электронов по квантовым ячейкам следует руководство-
ваться принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым
набором значений всех квантовых чисел, т. е. атомная орбиталь не может содер-
жать более двух электронов, причем их спиновые моменты должны быть проти-
воположными
↓
Система обозначений в общем виде выглядит так:
где п − главное, ℓ − орбитальное квантовые числа; х − количество электронов,
находящихся в данном квантовом состоянии. Например, запись 4d3 может быть
истолкована следующим образом: три электрона занимают четвертый энергетиче-
ский уровень, d- подуровень.
Характер застройки энергетических подуровней определяет принадлежность
элемента к тому или иному электронному семейству.
В s-элементах происходит застройка внешнего s-подуровня, например,
11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1
В р-элементах происходит застройка внешнего р-подуровня, например,
9 F 1s 2s2 2p5 .
К s- и p- семействам относятся элементы главных подгрупп периодической табли-
цы Д. И. Менделеева.
В d-элементах происходит застройка d-подуровня предпоследнего уровня,
например,
2 2 6 2 6 2 2
22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .
К d-семейству относятся элементы побочных подгрупп. Валентными у этого се-
мейства являются s-электроны последнего энергетического уровня и d-электроны
предпоследнего уровня.
В f-элементах происходит застройка f-подуровня третьего наружного уровня,
например,
58Се 1s22s22p63s23p63d l04s24p64d l04f l5s25p65d16s2.
Представителями f-электронного семейства являются лантаноиды и актиноиды.
Квантовое число может принимать два значения: Поэтому в состояниях с данным значением могут находиться в атоме не более электронов:
Основы зонной теории
Согласно постулатам Бора, в изолированном атоме энергия электрона может принимать строго дискретные значения (также говорят, что электрон находится на одной из орбиталей).
В случае нескольких атомов, объединенных химической связью (например, в молекуле), электронные орбитали расщепляются в количестве, пропорциональном числу атомов, образуя так называемые молекулярные орбитали. При дальнейшем увеличении системы до макроскопического кристалла (число атомов более 10 20), количество орбиталей становится очень большим, а разница энергий электронов, находящихся на соседних орбиталях, соответственно очень маленькой, энергетические уровни расщепляются до практически непрерывных дискретных наборов - энергетических зон. Наивысшая из разрешённых энергетических зон в полупроводниках и диэлектриках, в которой при температуре 0 К все энергетические состояния заняты электронами, называется валентной зоной, следующая за ней - зоной проводимости. В металлах зоной проводимости называется наивысшая разрешённая зона, в которой находятся электроны при температуре 0 К.
В основе зонной теории лежат следующие главные приближения :
1. Твёрдое тело представляет собой идеально периодический кристалл.
2. Равновесные положения узлов кристаллической решётки фиксированы, то есть ядра атомов считаются неподвижными (адиабатическое приближение). Малые колебания атомов вокруг равновесных положений, которые могут быть описаны какфононы, вводятся впоследствии как возмущение электронного энергетического спектра.
3. Многоэлектронная задача сводится к одноэлектронной: воздействие на данный электрон всех остальных описывается некоторым усредненным периодическим полем.
Ряд явлений, по существу многоэлектронных, таких, как ферромагнетизм, сверхпроводимость, и таких, где играют роль экситоны, не может быть последовательно рассмотрен в рамках зонной теории. Вместе с тем, при более общем подходе к построению теории твёрдого тела оказалось, что многие результаты зонной теории шире её исходных предпосылок.
Фотопроводимость.
Фотопроводи́мость - явление изменения электропроводности вещества при поглощении электромагнитного излучения, такого как видимое, инфракрасное, ультрафиолетовое или рентгеновское излучение.
Фотопроводимость свойственна полупроводникам. Электропроводность полупроводников ограничена нехваткой носителей заряда. При поглощении фотона электрон переходит из валентной зоны в зону проводимости. Как следствие образуется пара носителей заряда: электрон в зоне проводимости и дырка в валентной зоне. Оба носителя заряда при приложении к полупроводнику напряжения создают электрический ток.
При возбуждении фотопроводимости в собственном полупроводнике энергия фотона должна превышать ширину запрещенной зоны. В полупроводнике с примесями поглощение фотона может сопровождаться переходом из расположенного в запрещённой зоне уровня, что позволяет увеличить длину волны света, который вызывает фотопроводимость. Это обстоятельство важно для детектирования инфракрасного излучения. Условием высокой фотопроводимости является также большойпоказатель поглощения света, который реализуется в прямозонных полупроводниках
37) Строение ядра и радиоактивность
А́томное ядро́ - центральная часть атома, в которой сосредоточена основная его масса (более 99,9 %). Ядро заряжено положительно, заряд ядра определяет химический элемент, к которому относят атом. Размеры ядер различных атомов составляют несколько фемтометров, что более чем в 10 тысяч раз меньше размеров самого атома.
оличество протонов в ядре называется его зарядовым числом - это число равно порядковому номеру элемента, к которому относится атом, в таблице (Периодической системе элементов) Менделеева. Количество протонов в ядре определяет структуру электронной оболочки нейтрального атома и, таким образом, химические свойства соответствующего элемента. Количество нейтронов в ядре называется его изотопическим числом . Ядра с одинаковым числом протонов и разным числом нейтронов называются изотопами. Ядра с одинаковым числом нейтронов, но разным числом протонов - называются изотонами. Термины изотоп и изотон используются также применительно к атомам, содержащим указанные ядра, а также для характеристики нехимических разновидностей одного химического элемента. Полное количество нуклонов в ядре называется его массовым числом () и приблизительно равно средней массе атома, указанной в таблице Менделеева. Нуклиды с одинаковым массовым числом, но разным протон-нейтронным составом принято называть изобарами.
Радиоакти́вный распа́д (от лат. radius «луч» и āctīvus «действенный») - спонтанное изменение состава (заряда Z , массового числа A ) или внутреннего строения нестабильных атомных ядер путём испусканияэлементарных частиц, гамма-квантов и/или ядерных фрагментов . Процесс радиоактивного распада также называют радиоакти́вностью , а соответствующие ядра (нуклиды, изотопы и химические элементы) радиоактивными. Радиоактивными называют также вещества, содержащие радиоактивные ядра.
Каждый электрон в атоме движется в первом приближении в центрально-симметричном некулоновском поле Состояние электрона в этом случае определяется тремя квантовыми числами , физический смысл которых был выяснен в § 28. В связи с существованием спина электрона к указанным квантовым числам нужно добавить квантовое число которое может принимать значения и определяет проекцию спина на заданное направление. В дальнейшем для магнитного квантового числа мы будем вместо пользоваться обозначением чтобы подчеркнуть то обстоятельство, что это число определяет проекцию орбитального момента, величина которого дается квантовым числом l.
Таким образом, состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами:
Энергия состояния зависит в основном от чисел .
Кроме того, имеется слабая зависимость энергии от чисел поскольку их значения связаны с взаимной ориентацией моментов от которой зависит величина взаимодействия между орбитальным и собственным магнитными моментами электрона. Энергия состояния сильнее возрастает с увеличением числа , чем с увеличением Поэтому, как правило, состояние с большим обладает, независимо от значения большей энергией.
В нормальном (невозбужденном) состоянии атома электроны должны располагаться на самых низких доступных для них энергетических уровнях. Поэтому, казалось бы, в любом атоме в нормальном состоянии все электроны должны находиться в состоянии а основные термы всех атомов должны быть типа -термов Однако опыт показывает, что это не так.
Объяснение наблюдаемых типов термов заключается в следующем. Согласно одному из законов квантовой механики, называемому принципом Паули, в одном и том же атоме (или в какой-либо другой квантовой системе) не может быть двух электронов, обладающих одинаковой совокупностью квантовых чисел. Иными словами, в одном и том же состоянии не могут находиться одновременно два электрона.
В § 28 было показано, что данному соответствует состояний, отличающихся значениями l и Квантовое число может принимать два значения: Поэтому в состояниях с данным значением могут находиться в атоме не более электронов:
Совокупность электронов, имеющих одинаковые значения квантового числа , образует оболочку. Оболочки подразделяются на подоболочки, отличающиеся значением квантового числа l. В соответствии с значением оболочкам дают обозначения, заимствованные из спектроскопии рентгеновских лучей:
Таблица 36.1
Подразделение возможных состояний электрона в атоме на оболочки и подоболочки показано в табл. 36.1, в которой вместо обозначений применимы для наглядности символы: . Подоболочки, как указано в таблице, могут обозначаться двумя способами (например, либо ).
Каждой атомной орбитали отвечает определенная энергия. Порядок следования АО по энергии определяется двумя правилами Клечковского:
1) энергия электрона в основном определяется значениями главного (n) и орбитального (l ) квантовых чисел, поэтому сначала электронами заполняются те подуровни, для которых сумма (n + l ) меньше .
Например, можно было бы предположить, что 3d-подуровень по энергии ниже, чем 4s. Однако, согласно правилу Клечковского, энергия 4s-состояния меньше, чем 3d, так как для 4s сумма (n + l ) = 4 + 0 = 4, а для 3d - (n + l ) = 3 + 2 = 5.
2) В случае, если сумма (n + l ) для двух подуровней одинакова (например, для 3d- и 4p-подуровней эта сумма равна 5), сначала заполняется электронами уровень с меньшим n . Поэтому формирование энергетических уровней атомов элементов четвертого периода происходит в такой последовательности: 4s - 3d - 4p. Например:
21 Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 , 31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
Таким образом, с учетом правил Клечковского энергия атомных орбиталей возрастает согласно ряду
1s < 2s < 2p < 3 < 3p < 4s ≤3d < 4p < 5s ≤ 4d < 5p < 6s ≤ 4f ≤ 5d < 6p < 7s ≤ 5f ≤ 6d < 7p
Примечание. Знак ≤ означает, что энергии АО близки, так что здесь возможно нарушение правил Клечковского.
Пользуясь этим рядом, можно определить электронное строение любого атома. Для этого нужно последовательно добавлять и размещать на подуровнях и атомных орбиталях электроны. При этом необходимо учитывать принцип Паули и два правила Хунда.
3. Принцип Паули определяет емкость АО: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.
Иными словами, на одной АО, характеризуемой тремя квантовыми числами, может разместиться только два электрона с противоположными спинами, т.е. для одной АО можно записать два возможных варианта её заполнения:
одним электроном и двумя электронами ↓ .
При этом конкретное направление спина для одного электрона на орбитали не имеет значения, важно лишь, что спины для двух электронов на одной АО имеют противоположные знаки. Принцип Паули и взаимозависимость между значениями n, l , и m определяют максимально возможное количество электронов на орбитали, подуровне и уровне (табл. 2.4):
-на одной АО - 2 электрона;
- на подуровне l - 2(2l+1) электрона;
- на уровне n - 2n 2 электронов.
Таблица 2.4
Распределение электронов
по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям
| Энергетический уровень | Главное квантовоечисло | Энергетический подуровень | Атомные орбитали | Максимальное число электронов | |
| подуровень | уровень | ||||
| 1 | s (l = 0) | ||||
| s (l = 0) | |||||
| 2 | p (l = 1) | ||||
| s (l = 0) | |||||
| 3 | p (l = 1) | ||||
| d (l =2) |
4. Два правила Хунда описывают порядок заполнения электронами АО одного подуровня:
Первое правило:в данном подуровне электроны стремятся заполнять энергетические состояния (АО) таким образом, чтобы сумма их спинов по абсолютной величине была максимальна . При этом энергия системы минимальна.
Например, рассмотрим электронную конфигурацию атома углерода. Атомный номер этого элемента равен 6. Это означает, что в атоме 6 электронов и они расположены на 2-х энергетических уровнях (атом углерода находится во втором периоде), т.е. 1s 2 2s 2 2p 2 . Графически 2р-подуровень можно изобразить тремя способами:
m 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1
А б в
Сумма спинов в варианте а равна нулю. В вариантах б и в сумма спинов равна: ½ +½ = 1 (два спаренных электрона в сумме всегда дают ноль, поэтому учитываем неспаренные электроны).
При выборе между вариантами б ив руководствуемся вторым правилом Хунда: минимальной энергией обладает состояние с максимальной (по абсолютной величине) суммой магнитных квантовых чисел.
В соответствии с правилом Гунда, преимуществом обладает вариант б (сумма |1+ 0| равна 1) , так как в варианте в сумма |+1–1| равна 0.
Определим, например, электронную формулу элемента ванадия (V). Так как его атомный номер Z = 23, то нужно разместить на подуровнях и уровнях (их четыре, так как ванадий находится в четвертом периоде) 23 электрона. Последовательно заполняем: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 (подчеркнуты незаконченные уровни и подуровни). Размещение электронов на 3d –АО по правилу Гунда будет:
Для селена (Z = 34) полная электронная формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 , незаконченным является четвёртый уровень.
Заполнение этого подуровня по правилу Гунда: 4p
Особую роль в химии играют электроны последних незаполненных уровней и подуровней, которые называются валентными (в формулах V, Se – подчеркнуты). Например, у ванадия это электроны незаполненного четвертого уровня 4s 2 и незаполненного подуровня 3d 3 , т.е. валентными будет 5 электронов 4s 2 3d 3 ; у селена 6 электронов - 4s 2 4p 4 .
По названию последнего заполняемого подуровня элементы называются s-элементами, р-элементами, d-элементами и f-элементами.
Найденные по описанным правилам формулы валентных электронов называются каноническими . В действительности реальные формулы, определяемые из эксперимента или квантовомеханическим расчетом, несколько отличаются от канонических, т.к. правила Клечковского, принцип Паули и правила Гунда иногда нарушаются. Причины этих нарушений рассмотрены ниже.
Пример 1 . Записать электронную формулу атома элемента с атомным номером 16. Валентные электроны изобразить графически и один из них охарактеризовать квантовыми числами.
Решение . Атомный номер 16 имеет атом серы. Следовательно, заряд ядра равен 16, в целом атом серы содержит 16 электронов. Электронная формула атома серы записывается: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . (Подчеркнуты валентные электроны).
Графическая формула валентных электронов: 
Состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами. Электронная формула дает значения главного квантового числа и орбитального квантового числа. Так, для отмеченного электрона состояние 3p означает, что n = 3 и l = 1(р). Графическая формула дает значение еще двух квантовых чисел - магнитного и спинового. Для отмеченного электрона m = -1 и s = 1 / 2.
Пример 2 . Охарактеризовать валентные электроны атома скандия четырьмя квантовыми числами.
Решение . Скандий находится в 4-м периоде, т.е. последний квантовый слой - четвертый, в 3-й группе, т.е. три валентных электрона.
Электронная формула валентных электронов: 4s 2 3d 1 .
Графическая формула: 
Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменения, то химические свойства атомов зависят прежде всего от строения электронных оболочек атомов. Поэтому мы подробнее остановимся на распределении электронов в атоме и главным образом тех из них, которые обусловливают химические свойства атомов (так называемые валентные электроны), а следовательно, и периодичность в свойствах атомов и их соединений. Мы уже знаем, что состояние электронов можно описать набором четырех квантовых чисел, но для объяснения строения электронных оболочек атомов нужно знать еще три следующих основных положения: 1) принцип Паули, 2) принцип наименьшей энергии и 3) пробило Гунда. Принцип Паули. В 1925 г. швейцарский физик В. Паули установил правило, названное впоследствии принципом Паули (или запретом Паули): в атоме ве может быть двух электронов, обладающих одинаковыми своисгя&ми. Зная, что свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули можно сформулировать и таким образом: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Хотя бы одно из квантовых чисел л, /, mt или т3 должно обязательно отличаться. Так, электроны с одинаковыми кван- В дальнейшем условимся графически обозначать электроны, имеющие значения s= + lj2> стрелкой Т, и, имеющие значения J- ~lf2 - стрелкой Два электрона, имеющие одинаковые спины, часто называют электронами с параллельными спинами н обозначают ft (или Ц). Два электрона, имеющие противоположные спины, называют электронами с аптипараллелъными спинами н обозначают | J- товыми числами л, I и mt должны обязательно различаться спинами. Поэтому в атоме могут быть лишь два элекгрона с одинаковыми л, / и т,\ один с т,= -1/2, другой с тм= + 1/2. Напротив, если спины двух электронов одинаковы, должно отличаться одно из квантовых чисел: п, / или mh Зная принцип Паули, посмотрим теперь, сколько же электронов в атоме может находиться на определенной «орбите» с главным квантовым числом п. Первой «орбите» соответствует п= 1. Тогда /=0, mt-0 и тл может иметь произвольное значение: +1/2 или -1/2. Мы видим, что если п- 1, таких электронов может быть только два. В общем случае, при любом заданном значении л электроны прежде всего отличаются побочным квантовым числом /, принимающим значения от 0 до л-1. При заданных ли/ может бьггь (2/+1) электронов с разными значениями магнитного квантового числа т,. Это число должно быть удвоено, так как заданным значениям л, / и т{ соответствуют два разных значения проекции спина тх. Следовательно, максимальное число электронов с одинаковым квантовым числом л выражается суммой Отсюда ясно, почему на первом энергетическом уровне может быть не больше 2 электронов, на втором - 8, на третьем - 18 и т. д. Рассмотрим, например, атом водорода iH. В атоме водорода iH имеется один электрон, и спин этого электрона может быть направлен произвольно (т. е. ms^ + ij2 или mt= -1 /2), и электрон находится в s-co стоянии на первом энергетическом уровне с л- 1 (напомним еще раз, что первый энергетический уровень состоит из одного подуровня - 15, второй энергетический уровень - из двух подуровней - 2s и 2р, третий - из трех подуровней - 3*, Зру 3d и т. д.). Подуровень, в свою очередь, делится на квантовые ячейки* (энергетические состояния, определяемые числом возможных значений т{, т. е. 2/4-1). Ячейку принято графически изображать прямоугольником, направление спина электрона - стрелками. Поэтому состояние электрона в атоме водорода iH можно представить как Ijt1, или, что то же самое, Под «квантовой ячейкой» подразумеваете* орбиталь, характеризуемая одинаковым набором значений квантовых чисел п, I и т* в каждой ячейке могут помещаться максимум два электрона с аятипараллельными спинами, что обозначается ti- Распределение электронов в атомах В атоме гелия 2Не квантовые числа п- 1, /=0 и т{-0 одинаковы для обоих его электронов, а квантовое число т3 отличается. Проекции спина электронов гелия могут быть mt= +V2 и ms= - V2. Строение электронной оболочки атома гелия 2Не можно представить как Is-2 или, что то же самое, 1S И Изобразим строение электронных оболочек пяти атомов эле ментов второго периода периодической таблицы Менделеева: То, что электронные оболочки бС, 7N и вО должны быть заполнены именно так, заранее не очевидно. Приведенное расположение спинов определяется так называемым правилом Гунда (впервые сформулировано в 1927 г. немецким физиком Ф. Гун-дом). Правило Гунда. При данном значении I (т. е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный ста* был максимальным. Если, например, в трех /^-ячейках атома азота необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке, т. е. размещаться на трех разных р-ор-биталях: В этом случае суммарный спин равен 3/2, поскольку его проекция равна т3 - 4-1/2 + А/2+1/2 = 3/2* Эти же три электрона не могут быть расположены таким образом: 2р НИ потому что тогда проекция суммарного спина тм= +1/2 -1/2+ + 1/2=1/2. По этой причине именно так, как приведено выше, расположены электроны в атомах углерода, азота и кислорода. Рассмотрим далее электронные конфигурации атомов следующего третьего периода. Начиная с натрия uNa, заполняется третий энергетический уровень с главным квантовым числом п-3. Атомы первых восьми элементов третьего периода обладают следующими электронными конфигурациями: Рассмотрим теперь электронную конфигурацию первого атома четвертого периода калия 19К. Первые 18 электронов заполняют следующие орбитали: ls12s22p63s23p6. Казалось бы; что девятнадцатый электрон атома калия должен попасть на подуро-вань 3d, которому соответствуют п = 3 и 1=2. Однако на самом деле валентный электрон атома калия располагается на орбитали 4s. Дальнейшее заполнение оболочек после 18-го элемента происходит не в такой последовательности, как в двух первых периодах. Электроны в атомах располагаются в соответствии с принципом Паули и правилом Гунда, но так, чтобы их энергия была наименьшей. Принцип наименьшей энергии (наибольший вклад в разработку этого принципа внес отечественный ученый В. М. Клечковс-кий) - в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей его связи с ядром). Энергия электрона в основном определяется главным квантовым числом п и побочным квантовым числом /, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел пи/ является наименьшей. Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае п+/=4+0=4, а во втором п+/=3+2= 5; на подуровне 5* (п+ /=5+0=5) энергия меньше, чем на Ad (л + /=4+ 4-2=6); на 5р (л+/=5 +1 = 6) энергия меньше, чем на 4/(л-f/= =4+3=7), и т. д. Именно В. М. Клечковский впервые в 1961 г. сформулировал общее положение, гласящее, что электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным возможным значением п, а с наименьшим значением суммы л+/« В том случае, когда для двух подуровней суммы значений пи/ равны, овачала идет заполнение подуровня с меньшим значением п. Например, на подуровнях 3d, Ар, 5s сумма значений пи/ равна 5. В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями л, т. е. 3dAp-5s и т. д. В периодической системе элементов Менделеева последовательность заполнения электронами уровней и подуровней выглядит следующим образом (рис. 2.4). Распределение электронов в атомах. Схема заполнения электронами энергетических уровней и подуровней Следовательно, согласно принципу наименьшей энергии во многих случаях электрону энергетически выгоднее занять подуровень «вышележащего» уровня, хотя подуровень «нижележащего» уровня не заполнен: Именно поэтому в четвертом периоде сначала заполняется подуровень 4s и лишь после этого подуровень 3d.
