ОРБИТАЛЬ
ОРБИТАЛЬ , в ФИЗИКЕ ЭЛЕМЕНТАРНЫХ ЧАСТИЦ - поверхность пространства вокруг атомного ЯДРА, в которой могут двигаться ЭЛЕКТРОНЫ. Есть большая вероятность присутствия электрона на такой орбитали. Она может содержать один или два электрона. Орбиталь имеет форму и энергию, соответствующую КВАНТОВОМУ ЧИСЛУ атома. В молекулах электроны связи двигаются в объединенном электрическом поле всех ядер. В этом случае атомные орбитали становятся молекулярными орбиталями, областями, которые окружают два ядра, имеющих характерную энергию и содержащих два электрона. Эти молекулярные орбитали, образующиеся из атомных орбиталей, составляют ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ.
Атомные орбитали описывают поверхность вокруг ядра атома, в которой скорее всего находятся электроны. Их можно также назвать «энергетическими облаками». Их существованием объясняются химические связи. Электроны содержатся внутри атомных или молекулярных структур, выстраивающихся в энергетические уровни. Для первого уровня характерен только один тип электронов: на нем имеется одна s-орбиталь (А), показанная относительно осей атома х, у и z. Максимальное количество электронов,которые могут находиться на этом энергетическом уровне, равно двум. У второго типа элек тронов орбиталь имеет форму двух соединенных сфер, расположенных симметрично относительно ядра. Такая орбиталь называется р-орбиталью (В) V атома три таких орбитали, и расположены они под прямым углом друг к другу (1,2, 3) Орбитали, которые имеют правильные сферические очертания, для большей ясности картины принято условно обозначать в виде грушевидных облаков. Кроме того, существует также пять d-орбиталей (C-G), каждая из которых состоит из четырех грушевидных долей на двух перпендикулярных осях, пересекающихся в ядре G - комбинация двух р-орбиталей.
Научно-технический энциклопедический словарь .
Смотреть что такое "ОРБИТАЛЬ" в других словарях:
Орбиталь: Атомная орбиталь. Молекулярная орбиталь. Список значений слова или словосочетания со ссылками на соответствующие статьи. Если вы попали сюда из … Википедия
орбиталь - – полный набор волновых функций электрона, находящегося в поле нуклидов и усредненном поле всех остальных электронов, взаимодействующих с теми же нуклидами. Атомная орбиталь – разрешенное состояние электрона в атоме, геометрический образ,… … Химические термины
Ф ция пространственныхпеременных одного электрона, имеющая смысл волновой ф ции электрона, находящегосяв поле атомного или молекулярного остова. Если такая ф ция учитывает спинэлектрона, то она наз. спин О. Подробнее см. Молекулярная орбиталъ.… … Физическая энциклопедия
орбиталь - orbitale. физ. Атомные и и молекулярные волновые функции электрона, находящегося в поле одного или нескольких атомных ядер и в усредненном поле всех остальных электронов рассматриваемого атома или молекулы. НЭС 2000 … Исторический словарь галлицизмов русского языка
- (от лат. orbita путь, колея), волновая ф ция, описывающая состояние одного электрона в атоме, молекуле или др. квантовой системе. В общем случае квантовохим. термин О. используется для любой ф ции, зависящей от переменных х, у, z одного… … Химическая энциклопедия
орбиталь - orbitalė statusas T sritis chemija apibrėžtis Banginė funkcija, apibūdinanti elektrono judėjimą atome arba molekulėje; erdvė, kurioje elektrono buvimas labiausiai tikėtinas. atitikmenys: angl. orbital rus. орбиталь … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
орбиталь - orbitalė statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. orbital vok. Orbital, n rus. орбиталь, f pranc. orbitale, f … Fizikos terminų žodynas
орбиталь - орбит аль, и … Русский орфографический словарь
орбиталь - с. Орбита буенча башкарыла торган. Орбита буенча хәрәкәт итә торган яки шуның өчен билгеләнгән … Татар теленең аңлатмалы сүзлеге
орбиталь - Функция, пространственных переменных одного электрона, имеющая смысл волновой функции отдельного электрона в поле эффективного атомного или молекулярного остова … Политехнический терминологический толковый словарь
Книги
- Комплект таблиц. Химия. Строение вещества (10 таблиц) , . Учебный альбом из 10 листов. Строение атома. Электронная орбиталь. Модели атомов некоторых элементов. Кристаллы. Химическая связь. Валентность. Степень окисления. Изометрия. Гомология. Арт.…
Волновая функция рассчитывается по волновому уравнению Шрёдингера в рамках одноэлектронного приближения (метод Хартри - Фока) как волновая функция электрона, находящегося в самосогласованном поле, создаваемым ядром атома со всеми остальными электронами атома.
Сам Э.Шрёдингер рассматривал электрон в атоме как отрицательно заряженное облако, плотность которого пропорциональна квадрату значения волновой функции в соответствующей точке атома. В таком виде понятие электронного облака было воспринято и в теоретической химии.
Однако большинство физиков не разделяли убеждений Э.Шрёдингера - доказательства существования электрона как «отрицательно заряженного облака» не было. Макс Борн обосновал вероятностную трактовку квадрата волновой функции. В 1950 г. Э.Шрёдингер в статье «Что такое элементарная частица?» вынужден согласиться с доводами М.Борна, которому в 1954 году присуждена Нобелевская премия по физике с формулировкой «За фундаментальное исследование в области квантовой механики, особенно за статистическую интерпретацию волновой функции ».
Квантовые числа и номенклатура орбиталей
Радиальное распределение плотности вероятности для атомных орбиталей при различных n и l .
- Главное квантовое число n может принимать любые целые положительные значения, начиная с единицы (n = 1,2,3, … ∞) и определяет общую энергию электрона на данной орбитали (энергетический уровень) :
- Орбитальное квантовое число (называемое также азимутальным или дополнительным квантовым числом) определяет момент импульса электрона и может принимать целые значения от 0 до n - 1 (l = 0,1, …, n - 1). Момент импульса при этом задаётся соотношением
Буквенные обозначения атомных орбиталей произошли от описания спектральных линий в атомных спектрах: s (sharp ) - резкая серия в атомных спектрах, p (principal )- главная, d (diffuse ) - диффузная, f (fundamental ) - фундаментальная.
- Магнитное квантовое число m l определяет проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля и может принимать целые значения в диапазоне от -l до l , включая 0 (m l = -l … 0 … l ):
В литературе орбитали обозначают комбинацией квантовых чисел, при этом главное квантовое число обозначают цифрой, орбитальное квантовое число - соответствующей буквой (см. таблицу ниже) и магнитное квантовое число - выражением в нижнем индексе, показывающем проекцию орбитали на декартовы оси x, y, z, например 2p x , 3d xy , 4f z(x²-y²) . Для орбиталей внешней электронной оболочки, то есть в случае описания валентных электронов, главное квантовое число в записи орбитали, как правило, опускают.
Геометрическое представление
Геометрическое представление атомной орбитали - область пространства, ограниченная поверхностью равной плотности (эквиденситной поверхностью) вероятности или заряда . Плотность вероятности на граничной поверхности выбирают исходя из решаемой задачи, но, обычно, таким образом, чтобы вероятность нахождения электрона в ограниченной области лежала в диапазоне значений 0,9-0,99.
Поскольку энергия электрона определяется кулоновским взаимодействием и, следовательно, расстоянием от ядра, то главное квантовое число n задаёт размер орбитали.
Форма и симметрия орбитали задаются орбитальными квантовыми числами l и m : s -орбитали являются сферически симметричными, p , d и f -орбитали имеют более сложную форму, определяемую угловыми частями волновой функции - угловыми функциями. Угловые функции Y lm (φ , θ) - собственные функции оператора квадрата углового момента L², зависящие от квантовых чисел l и m (см. Сферические функции), являются комплексными и описывают в сферических координатах (φ , θ) угловую зависимость вероятности нахождения электрона в центральном поле атома. Линейная комбинация этих функций определяет положение орбиталей относительно декартовых осей координат.
Для линейных комбинаций Y lm приняты следующие обозначения:
| Значение орбитального квантового числа | 0 | 1 | 1 | 1 | 2 | 2 | 2 | 2 | 2 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Значение магнитного квантового числа | 0 | 0 | 0 | ||||||
| Линейная комбинация | |||||||||
| Обозначение |
Дополнительным фактором, иногда учитываемым в геометрическом представлении, является знак волновой функции (фаза). Этот фактор существеннен для орбиталей с орбитальным квантовым числом l , отличным от нуля, то есть не обладающих сферической симметрией: знак волновой функции их «лепестков», лежащих по разные стороны узловой плоскости, противоположен. Знак волновой функции учитывается в методе молекулярных орбиталей МО ЛКАО (молекулярные орбитали как линейная комбинация атомных орбиталей). Сегодня науке известны математические уравнения, описывающие геометрические фигуры, представляющие орбитали (зависимотси координаты электрона от времени). Это уравнения гармонических колебаний отражающие вращение частиц по всем доступным степеням свободы - орбитальное вращение, спин,... Гибридизация орбиталей представляется как интерференция колебаний.
Заполнение орбиталей электронами и электронная конфигурация атома
На каждой орбитали может быть не более двух электронов, отличающихся значением спинового квантового числа s (спина). Этот запрет определён принципом Паули . Порядок заполнения электронами орбиталей одного уровня (орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n ) определяется правилом Клечковского , порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числа l ) определяется Правилом Хунда .
Краткую запись распределения электронов в атоме по различным электронным оболочкам атома с учётом их главного и орбитального квантовых чисел n и l называют
Согласно принципу неопределенности Гейзенберга, положение и момент электрона не поддаются одновременному определению с абсолютной точностью. Однако, несмотря на невозможность точного определения положения электрона, можно указать вероятность нахождения электрона в определенном положении в любой момент времени. Область пространства, в которой высока вероятность обнаружения электрона, называется орбиталью. Понятие «орбиталь» не следует отождествлять с понятием орбита, которое используется в теории Бора. Под орбитой в теории Бора понимается траектория (путь) электрона вокруг ядра.
Электроны могут занимать орбитали четырех разных типов, которые называются s-, р-, d- и f-орбиталями. Эти орбитали могут быть представлены трехмерными ограничивающими их поверхностями. Области пространства, ограниченные этими поверхностями, обычно выбираются так, чтобы вероятность обнаружения внутри них одного электрона составляла 95%. На рис. 1.18 схематически изображена форма s- и -орбиталей. s-Орбиталь имеет сферическую форму, а -орбитали - форму гантелей.
Поскольку электрон имеет отрицательный заряд, его орбиталь может рассматриваться как некоторое распределение заряда. Такое распределение принято называть электронным облаком (рис. 1.19).
Рис. 1.18. Форма s- и p-орбиталей.
Рис. 1.19. Электронное облако в поперечном разрезе. Окружностью представлена область вокруг ядра, в пределах которой вероятность нахождения электрона равна 95%.
В химии и физике атомные орбитали - это функция, называемая волновой, которая описывает свойства, характерные для не более двух электронов в окрестностях или системы ядер, как в молекуле. Орбиталь часто изображается как трехмерная область, внутри которой существует 95-процентная вероятность нахождения электрона.
Орбитали и орбиты
Когда планета движется вокруг Солнца, она очерчивает путь, называемый орбитой. Подобным образом атом можно представить в виде электронов, кружащих на орбитах вокруг ядра. На самом деле все обстоит иначе, и электроны находятся в областях пространства, известных как атомные орбитали. Химия довольствуется упрощенной моделью атома для расчета волнового уравнения Шредингера и, соответственно, определения возможных состояний электрона.
Орбиты и орбитали звучат похоже, но они имеют совершенно разные значения. Крайне важно понимать разницу между ними.
Невозможность изображения орбит
Чтобы построить траекторию движения чего-то, нужно точно знать, где объект находится, и быть в состоянии установить, где он будет через мгновение. Для электрона это сделать невозможно.
Согласно нельзя точно знать, где частица находится в данный момент и где она окажется потом. (На самом деле принцип говорит о том, что невозможно определить одновременно и с абсолютной точностью ее момент и импульс).
Поэтому невозможно построить орбиту движения электрона вокруг ядра. Является ли это большой проблемой? Нет. Если что-то невозможно, это следует принять и найти способы обойти.
Электрон водорода - 1s-орбиталь
Предположим, имеется один атом водорода и в определенный момент времени графически запечатлевается положение одного электрона. Вскоре после этого, процедура повторяется, и наблюдатель обнаруживает, что частица находится в новом положении. Как она из первого места попала во второе, неизвестно.
Если продолжать действовать таким образом, то постепенно сформируется своего рода 3D-карта мест вероятного нахождения частицы.
В случае электрон может находиться в любом месте в пределах сферического пространства, окружающего ядро. На диаграмме показано поперечное сечение этого сферического пространства.
95 % времени (или любой другой процент, так как стопроцентную уверенность могут обеспечить лишь размеры Вселенной) электрон будет находиться в пределах довольно легко определяемой области пространства, достаточно близкой к ядру. Такой участок называется орбиталью. Атомные орбитали - это области пространства, в которых существует электрон.
Что он там делает? Мы не знаем, не можем знать и поэтому просто игнорируем эту проблему! Мы можем сказать лишь, что если электрон находится на конкретной орбитали, то он будет обладать определенной энергией.
Каждая орбиталь имеет название.
Пространство, занимаемое электроном водорода, называется 1s-орбиталью. Единица здесь обозначает то, что частица находится на ближайшем к ядру энергетическом уровне. S говорит о форме орбиты. S-орбитали сферически симметричны относительно ядра - по крайней мере, как полый шар из довольно плотного материала с ядром в его центре.
2s
Следующая орбиталь - 2s. Она похожа на 1s, за исключением того, что область наиболее вероятного нахождения электрона расположена дальше от ядра. Это орбиталь второго энергетического уровня.
Если присмотреться внимательно, то можно заметить, что ближе к ядру есть еще один регион несколько более высокой плотности электрона («плотность» является еще одним способом обозначения вероятности того, что эта частица присутствует в определенном месте).
2s-электроны (и 3s, 4s и т. д.) проводят часть своего времени намного ближе к центру атома, чем можно было бы ожидать. Результатом этого является небольшое снижение их энергии на s-орбиталях. Чем ближе электроны приближаются к ядру, тем меньше становится их энергия.
3s-, 4s-орбитали (и т. д.) располагаются все дальше от центра атома.
Р-орбитали
Не все электроны населяют s-орбитали (на самом деле, очень немногие из них там находятся). На первом единственным доступным местом расположения для них является 1s, на втором добавляются 2s и 2p.
Орбитали этого типа скорее походят на 2 одинаковых воздушных шара, связаны друг с другом на ядре. На диаграмме показано поперечное сечение 3-мерной области пространства. Опять же, орбиталь показывает лишь область с 95-процентной вероятностью нахождения отдельного электрона.
Если представить себе горизонтальную плоскость, которая проходит через ядро таким образом, что одна частью орбиты будет находиться над плоскостью, а другая под ней, то существует нулевая вероятность нахождения электрона на этой плоскости. Так как же частица попадает из одной части в другую, если он никогда не сможет пройти через плоскость ядра? Это связано с ее волновой природой.
В отличие от s-, p-орбиталь имеет определенную направленность.
На любом энергетическом уровне можно иметь три абсолютно эквивалентные р-орбитали, расположенные под прямым углом друг к другу. Они произвольно обозначаются символами р х, р у и p z . Так принято для удобства - то, что подразумевается под направлениями X, Y или Z, постоянно изменяется, т. к. атом беспорядочно движется в пространстве.
Р-орбитали на втором энергетическом уровне называются 2р х, 2р у и 2p z . Есть подобные орбитали и на последующих - 3p x , 3p y , 3p z , 4p x , 4p y , 4p z и так далее.
Все уровни, за исключением первого, имеют р-орбитали. На более высоких «лепестки» вытянутее, с наиболее вероятным местом нахождения электрона на большем удалении от ядра.
d- и f-орбитали
В дополнение к s- и р-орбиталям, существует два других набора орбиталей, доступных для электронов на более высоких уровнях энергии. На третьем возможно существование пяти d-орбиталей (со сложными формами и именами), а также 3s- и 3p-орбиталей (3p x , 3p y , 3p z). В общей сложности их здесь имеется 9.
На четвертом, наряду с 4s и 4p и 4d появляются 7 дополнительных f-орбиталей - всего 16, доступных также на всех более высоких энергетических уровнях.
Размещение электронов на орбиталях
Атом можно представить, как очень причудливый дом (подобный перевернутой пирамиде) с ядром, живущим на первом этаже, и различными комнатами на верхних этажах, занимаемых электронами:
- на первом этаже есть только 1 комната (1s);
- на втором комнат уже 4 (2s, 2р х, 2р у и 2p z);
- на третьем этаже расположено 9 комнат (одна 3s, три 3р и пять 3d-орбиталей) и так далее.
Но комнаты не очень большие. Каждая из них может содержать только 2 электрона.
Удобный способ показать атомные орбитали, в которых находятся данные частицы - это нарисовать «квантовые ячейки».
Квантовые ячейки
Атомные орбитали могут быть представлены в виде квадратов с электронами в них, изображенными в виде стрелок. Часто стрелки, направленные вверх и вниз, используются, чтобы показать, что эти частицы отличаются друг от друга.
Необходимость наличия разных электронов в атоме является следствием квантовой теории. Если они находятся на разных орбиталях - это прекрасно, но если они расположились на одной, то между ними должно существовать какой-то тонкое различие. Квантовая теория наделяет частицы свойством, которое носит название «спин» - именно его и обозначает направление стрелок.
1s-орбиталь с двумя электронами изображается в виде квадрата с двумя стрелками, направленными вверх и вниз, но ее также можно записать еще быстрее как 1s 2 . Это читается как «один s два», а не как «один s в квадрате». Не следует путать числа в этих обозначениях. Первое обозначает энергетический уровень, а второе - количество частиц на орбитали.
Гибридизация
В химии гибридизация является концепцией смешивания атомных орбиталей в новые гибридные, способные спаривать электроны с формированием химических связей. Sp-гибридизация объясняет химические связи таких соединений, как алкины. В этой модели атомные орбитали углерода 2s и 2p смешиваются, образуя две sp-орбитали. Ацетилен C 2 H 2 состоит из sp-sp-переплетения двух атомов углерода с образованием σ-связи и двух дополнительных π-связей.
Атомные орбитали углерода в предельных углеводородах имеют одинаковые гибридные sp 3 -орбитали, имеющие форму гантели, одна часть которой намного больше другой.
Sp 2 -гибридизация подобна предыдущим и образована смешением одной s и двух p-орбиталей. Например, в молекуле этилена образуются три sp 2 - и одна p-орбиталь.
Атомные орбитали: принцип заполнения
Представляя себе переходы от одного атома к другому в периодической таблице химических элементов, можно установить электронную структуру следующего атома путем размещения дополнительной частицы в следующую доступную орбиталь.
Электроны, прежде чем заполнить более высокие энергетические уровни, занимают более низкие, расположенные ближе к ядру. Там, где есть выбор, они заполняют орбитали по отдельности.
Такой порядок заполнения известен под названием правила Хунда. Оно применяется только тогда, когда атомные орбитали обладают равными энергиями, а также помогает минимизировать отталкивание между электронами, что делает атом более стабильным.
Следует обратить внимание на то, что у s-орбитали энергия всегда немного меньше, чем у р на том же энергетическом уровне, поэтому первые всегда заполняются раньше последних.
Что действительно странно, так это положение 3d-орбиталей. Они находятся на более высоком уровне, чем 4s, и поэтому 4s-орбитали заполняются первыми, а затем уже все 3d- и 4p-орбитали.
Такая же путаница происходит и на более высоких уровнях с большим количеством переплетений между ними. Поэтому, например, атомные орбитали 4f не заполняются, пока не будут заняты все места на 6s.
Знание порядка заполнения имеет центральное значение для понимания того, как описывать электронные структуры.
Атомную орбиталь, имеющую шаровую симметрию (рис.3), принято обозначать как s -орбиталь (s -АО) , а находящиеся в ней электроны – как s -электроны .
Радиус атомной s-орбитали возрастает при увеличении номера энергетического уровня; 1s-АО расположена внутри 2s-АО, последняя – внутри 3s-АО и т.д. с центром, отвечающим атомному ядру. В целом строение электронной оболочки атома в орбитальной модели представляется слоистым. Каждый энергетический уровень, содержащий электроны, геометрически рассматривается как электронный слой.
Для сокращенного обозначения электрона, занимающего атомную s-орбиталь, используется обозначение самой s-АО с верхним цифровым индексом, указывающим число электронов. Например, 1s− обозначение единственного электрона атома водорода.
Номер энергетического уровня отвечает главному квантовому числу, а вид орбитали − орбитальному квантовому числу .
2s
Li=1s
2s
,
Be=1s
2s
1s
H=1s
,
He
Электронная формула в сочетании с энергетической диаграммой электронной оболочки атома (рис.3) отражают его электронную конфигурацию.
Атомную орбиталь, имеющую вращательную (осевую) симметрию принято обозначать как p -орбиталь (p -АО) (рис.3); находящиеся в ней электроны – это p -электроны.
Каждая атомная p-орбиталь может принять (при максимальном заполнении) два электрона, подобно любой другой АО. Эти электроны сообща занимают обе половины p -орбитали. На каждом атомном энергетическом уровне (кроме первого) имеется три атомных орбитали, которым отвечает максимальное заселение шестью электронами.
Все три p -АО одного энергетического уровня отличаются друг от друга пространственным расположением; их собственные оси, проходящие через обе половины орбитали и перпендикулярные ее узловой плоскости, образуют систему декартовых координат (обозначения собственных осей x, y, z). Поэтому на каждом энергетическом уровне имеется набор трех атомных p-орбиталей: p x -, p y - и p z -АО. Буквы x, y, z соответствуют магнитному квантовому числу , позволяющему судить о влиянии внешнего магнитного поля на электронную оболочку атома.
Атомные s-орбитали имеются на всех энергетических уровнях, атомные p -орбитали − на всех уровнях, кроме первого. На третьем и последующих энергетических уровнях к одной s-АО и трем p -АО присоединяется пять атомных орбиталей, получивших название d -орбиталей (рис.4), а на четвертом и последующих уровнях − еще семь атомных орбиталей, называемых f -орбиталями .
2.3. Энергетические подуровни
многоэлектронного атома. принципы
построения электронной оболочки
Квантово-механические расчеты показывают, что в многоэлектронных атомах энергия электронов одного уровня не одинакова; электроны заполняют атомные орбитали разных видов и имеют разную энергию.
Энергетический уровень характеризуется главным квантовым числом n . Для всех известных элементов значения n изменяются от 1 до 7. Электроны в многоэлектронном атоме, находящемся в основном (невозбужденном) состоянии, занимают энергетические уровни от первого до седьмого.
Энергетический подуровень характеризуется орбитальным квантовым числом l . Для каждого уровня (n = const) квантовое число l принимает все целочисленные значения от 0 до (n-1), например, при n=3 значениями l будут 0, 1 и 2. Орбитальное квантовое число определяет геометрическую форму (симметрию) орбиталей s -, p -, d -, f -подуровня. Очевидно, что во всех случаях n>l ; при n=3 максимальное значение l равно 2.
Существующие подуровни для первых четырех энергетических уровней, числа атомных орбиталей и электронов в них приведены в таблице 1.
Закономерность заполнения электронных оболочек атомов определяется принципом запрета, установленным в 1925 г. швейцарским физиком Паули.
Принцип Паули : в атоме не могут находится два электрона в тождественных состояниях.
Различие электронов, занимающих разные атомные орбитали одного подуровня (n , l = const ), кроме s-подуровня, характеризуется магнитным квантовым числом m . Это число называется магнитным, поскольку оно характеризует поведение электронов во внешнем магнитном поле. Если значение l определяет геометрическую форму атомных орбиталей подуровня, то значение квантового числа m устанавливает взаимное пространственное расположение этих орбиталей.
Таблица 1
Энергетические уровни, подуровни и орбитали
многоэлектронного атома
|
Энерге-тический уровень n |
Энергетический подуровень |
Обозначение орбитали |
Число орби- n |
Число электронов 2n |
|
|
вид орбитали |
|||||
Магнитное квантовое число m l в пределах данного подуровня (n , l = const ) принимает все целочисленные значения от +l до –l , включая нуль. Для s-подуровня (n = const , l = 0 ) возможно только одно значение m l = 0, откуда следует, что на s-подуровне любого (от первого до седьмого) энергетического уровня содержится одна s-АО.
Для p-подуровня (n > 1, l = 1) m l может принимать три значения +1, 0, -1, следовательно, на p-подуровне любого (от второго до седьмого) энергетического уровня содержится три p-АО.
Для d-подуровня (n > 2, l = 2) m l имеет пять значений +2, +1, 0, -1, -2 и, как следствие, d - подуровень любого (от третьего до седьмого) энергетического уровня обязательно содержит пять d - АО.
Аналогично, для каждого f - подуровня (n > 3, l = 3) m имеет семь значений +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 и поэтому любой f - подуровень содержит семь f - АО.
Таким образом, каждая атомная орбиталь однозначно определяется тремя квантовыми числами - главным n , орбитальным l и магнитным m l .
При n = const строго определены все относящиеся к данному энергетическому уровню значения l , а при l = const – все относящиеся к данному энергетическому подуровню значения m l .
Ввиду того, что каждая орбиталь может максимально заполняться двумя электронами, число электронов, которое может разместиться на каждом энергетическом уровне и подуровне, вдвое больше числа орбиталей на данном уровне или подуровне. Поскольку электроны, находящиеся в одной атомной орбитали, имеют одинаковые значения квантовых чисел n , l и m l , то для двух электронов на одной орбитали используется четвертое, спиновое квантовое число s , которое определяется спином электрона.
В соответствии с принципом Паули можно утверждать, что каждый электрон в атоме однозначно характеризуется своим набором четырех квантовых чисел – главного n , орбитального l , магнитного m и спинового s .
Заселение электронами энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей подчиняется следующему правилу (принцип минимума энергии): в невозбужденном состоянии все электроны обладают наименьшей энергией.
Это означает, что каждый из электронов, заполняющих оболочку атома, занимает такую орбиталь, чтобы атом в целом имел минимальную энергию. Последовательное квантовое возрастание энергии подуровней происходит в следующем порядке:
1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s - …..
Заполнение атомных орбиталей внутри одного энергетического подуровня происходит в соответствии с правилом, сформулированным немецким физиком Ф.Хундом (1927 г.).
Правило Хунда : атомные орбитали, принадлежащие к одному подуровню, заполняются каждая вначале одним электроном, а затем происходит их заполнение вторыми электронами.
Правило Хунда также называют принципом максимальной мультиплетности, т.е. максимально возможного параллельного направления спинов электронов одного энергетического подуровня.
На высшем энергетическом уровне свободного атома может находиться не более восьми электронов.
Электроны, находящиеся на высшем энергетическом уровне атома (во внешнем электронном слое), называются внешними ; число внешних электронов у атома любого элемента никогда не бывает больше восьми. Для многих элементов именно число внешних электронов (при заполненных внутренних подуровнях) в значительной степени определяет их химические свойства. Для других электронов, у атомов которых есть незаполненный внутренний подуровень, например 3d - подуровень у атомов таких элементов, как Sc, Ti, Cr, Mn и др., химические свойства зависят от числа как внутренних, так и внешних электронов. Все эти электроны называются валентными ; в сокращенных электронных формулах атомов они записываются после условного обозначения атомного остова, т. е. после выражения в квадратных скобках.