В атомной физике и квантовой химии электронная конфигурация — это распределение электронов атома или молекулы (или другой физической структуры) по атомным или молекулярным орбиталям . [1] Например, электронная конфигурация атома неона — 1s22s22p6 , что означает , что подоболочки 1s, 2s и 2p заняты двумя , двумя и шестью электронами соответственно.
Электронные конфигурации описывают каждый электрон как движущийся независимо по орбитали , в среднем поле, созданном ядрами и всеми другими электронами. Математически конфигурации описываются детерминантами Слейтера или функциями состояния конфигурации .
Согласно законам квантовой механики , с каждой электронной конфигурацией связан уровень энергии . При определенных условиях электроны способны переходить из одной конфигурации в другую путем испускания или поглощения кванта энергии в форме фотона .
Знание электронной конфигурации различных атомов полезно для понимания структуры периодической таблицы элементов , для описания химических связей , которые удерживают атомы вместе, и для понимания химических формул соединений и геометрии молекул . В объемных материалах эта же идея помогает объяснить особые свойства лазеров и полупроводников .
Электронная конфигурация была впервые разработана в рамках модели атома Бора , и до сих пор принято говорить об оболочках и подоболочках, несмотря на достижения в понимании квантово-механической природы электронов .
Электронная оболочка — это набор разрешенных состояний , которые разделяют одно и то же главное квантовое число n , которое могут занимать электроны. В каждом члене электронной конфигурации n — это положительное целое число , которое предшествует каждой букве орбитали ( электронная конфигурация гелия — 1s 2 , поэтому n = 1, и орбиталь содержит два электрона). Электронная оболочка атома n может вместить 2 n 2 электронов. Например, первая оболочка может вместить два электрона, вторая оболочка — восемь электронов, третья оболочка — восемнадцать и т. д. Множитель два возникает, поскольку число разрешенных состояний удваивается с каждой последующей оболочкой из-за спина электрона — каждая атомная орбиталь допускает до двух в остальном идентичных электронов с противоположным спином, один со спином + 1 ⁄ 2 (обычно обозначается стрелкой вверх) и один со спином − 1 ⁄ 2 (со стрелкой вниз).
Подоболочка — это набор состояний, определяемых общим азимутальным квантовым числом l внутри оболочки. Значение l находится в диапазоне от 0 до n − 1. Значения l = 0, 1, 2, 3 соответствуют меткам s, p, d и f соответственно. Например, подоболочка 3d имеет n = 3 и l = 2. Максимальное количество электронов, которые могут быть помещены в подоболочку, задается выражением 2(2 l + 1). Это дает два электрона в подоболочке s, шесть электронов в подоболочке ap, десять электронов в подоболочке ad и четырнадцать электронов в подоболочке f.
Число электронов, которые могут занимать каждую оболочку и каждую подоболочку, вытекает из уравнений квантовой механики, [a] в частности из принципа исключения Паули , который гласит, что никакие два электрона в одном атоме не могут иметь одинаковые значения четырех квантовых чисел . [2]
Физики и химики используют стандартную нотацию для указания электронных конфигураций атомов и молекул. Для атомов нотация состоит из последовательности атомных меток подоболочек (например, для фосфора последовательность 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) с числом электронов, назначенных каждой подоболочке, помещенным в виде надстрочного индекса. Например, у водорода один электрон находится на s-орбитали первой оболочки, поэтому его конфигурация записывается как 1s 1 . У лития два электрона находятся на 1s-оболочке и один на (более высокоэнергетической) 2s-оболочке, поэтому его конфигурация записывается как 1s 2 2s 1 (произносится как «один-с-два, два-с-один»). Фосфор ( атомный номер 15) выглядит следующим образом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
Для атомов с большим количеством электронов эта запись может стать длинной, поэтому используется сокращенная запись. Электронную конфигурацию можно визуализировать как основные электроны , эквивалентные благородному газу предыдущего периода , и валентные электроны : каждый элемент в периоде отличается только несколькими последними подоболочками. Например, фосфор находится в третьем периоде. Он отличается от неона второго периода , конфигурация которого 1s 2 2s 2 2p 6 , только наличием третьей оболочки. Часть его конфигурации, которая эквивалентна неону, сокращается как [Ne], что позволяет записывать конфигурацию фосфора как [Ne] 3s 2 3p 3 вместо того, чтобы явно выписывать детали конфигурации неона. Это соглашение полезно, поскольку именно электроны на самой внешней оболочке в наибольшей степени определяют химию элемента.
Для данной конфигурации порядок записи орбиталей не является полностью фиксированным, поскольку физическое значение имеют только заполнения орбиталей. Например, электронная конфигурация основного состояния титана может быть записана как [Ar] 4s 2 3d 2 или [Ar] 3d 2 4s 2 . Первая нотация следует порядку, основанному на правиле Маделунга для конфигураций нейтральных атомов; 4s заполняется перед 3d в последовательности Ar, K, Ca, Sc, Ti. Вторая нотация группирует все орбитали с одинаковым значением n вместе, что соответствует «спектроскопическому» порядку орбитальных энергий, который является обратным порядку, в котором электроны удаляются из данного атома для образования положительных ионов; 3d заполняется перед 4s в последовательности Ti 4+ , Ti 3+ , Ti 2+ , Ti + , Ti.
Верхний индекс 1 для однократно занятой подоболочки не является обязательным; например, алюминий может быть записан как [Ne] 3s 2 3p 1 или [Ne] 3s 2 3p. В атомах, где подоболочка не занята, несмотря на то, что более высокие подоболочки заняты (как это имеет место в некоторых ионах, а также в некоторых нейтральных атомах, отклоняющихся от правила Маделунга ), пустая подоболочка либо обозначается верхним индексом 0, либо вообще опускается. Например, нейтральный палладий может быть записан как [Kr] 4d 10 5s 0 или просто [Kr] 4d 10 , а ион лантана(III) может быть записан как [Xe] 4f 0 или просто [Xe]. [3]
Буквы орбитальных меток (s, p, d, f) часто можно увидеть написанными курсивом или наклонным шрифтом, хотя Международный союз теоретической и прикладной химии (ИЮПАК) рекомендует обычный шрифт (как здесь). Выбор букв происходит из ныне устаревшей системы категоризации спектральных линий как « s harp », « principal », « d iffuse » и « f undamental » (или « f ine»), основанной на их наблюдаемой тонкой структуре : их современное использование указывает на орбитали с азимутальным квантовым числом l , равным 0, 1, 2 или 3 соответственно. После f последовательность продолжается в алфавитном порядке g, h, i... ( l = 4, 5, 6...), пропуская j, хотя орбитали этих типов требуются редко. [4] [5]
Электронные конфигурации молекул записываются аналогичным образом, за исключением того, что вместо атомных орбитальных меток используются молекулярные орбитальные метки (см. ниже).
Энергия, связанная с электроном, — это энергия его орбитали. Энергия конфигурации часто аппроксимируется как сумма энергии каждого электрона, пренебрегая электрон-электронными взаимодействиями. Конфигурация, которая соответствует самой низкой электронной энергии, называется основным состоянием . Любая другая конфигурация является возбужденным состоянием .
Например, конфигурация основного состояния атома натрия — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 , как выведено из принципа Ауфбау (см. ниже). Первое возбужденное состояние получается путем продвижения 3s-электрона в подоболочку 3p, чтобы получить конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3p 1 , сокращенно называемую уровнем 3p. Атомы могут переходить из одной конфигурации в другую, поглощая или испуская энергию. Например, в натриевой лампе атомы натрия возбуждаются до уровня 3p электрическим разрядом и возвращаются в основное состояние, испуская желтый свет с длиной волны 589 нм.
Обычно возбуждение валентных электронов (например, 3s для натрия) включает энергии, соответствующие фотонам видимого или ультрафиолетового света. Возбуждение остовных электронов возможно, но требует гораздо более высоких энергий, как правило, соответствующих рентгеновским фотонам. Это может иметь место, например, для возбуждения 2p-электрона натрия до уровня 3s и образования возбужденной конфигурации 1s 2 2s 2 2p 5 3s 2 .
Оставшаяся часть статьи посвящена только конфигурации основного состояния, часто называемой «конфигурацией» атома или молекулы.
Ирвинг Ленгмюр был первым, кто предложил это в своей статье 1919 года «Расположение электронов в атомах и молекулах», в которой, основываясь на теории кубического атома Гилберта Н. Льюиса и теории химических связей Вальтера Косселя , он изложил свою «концентрическую теорию атомной структуры». [6] Ленгмюр развил свою работу по электронной структуре атома, опираясь на работы других химиков, как показано в развитии Истории периодической таблицы и правила октета .
Нильс Бор (1923) включил модель Ленгмюра, согласно которой периодичность свойств элементов может быть объяснена электронной структурой атома. [7] Его предложения основывались на тогдашней модели атома Бора , в которой электронные оболочки были орбитами на фиксированном расстоянии от ядра. Первоначальные конфигурации Бора показались бы странными современному химику: сера была представлена как 2.4.4.6 вместо 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 (2.8.6). Бор использовал 4 и 6, следуя статье Альфреда Вернера 1893 года. Фактически, химики приняли концепцию атомов задолго до физиков. Ленгмюр начал свою статью, упомянутую выше, словами:
«…Проблема структуры атомов была атакована в основном физиками, которые уделили мало внимания химическим свойствам, которые в конечном итоге должны быть объяснены теорией атомной структуры. Огромный запас знаний о химических свойствах и отношениях, такой, который суммирован в Периодической таблице, должен служить лучшей основой для теории атомной структуры, чем относительно скудные экспериментальные данные по чисто физическим направлениям... Эти электроны располагаются в ряде концентрических оболочек, первая оболочка содержит два электрона, в то время как все остальные оболочки имеют тенденцию содержать восемь .…»
Валентные электроны в атоме были описаны Ричардом Абеггом в 1904 году. [8]
В 1924 году Э. К. Стоунер включил третье квантовое число Зоммерфельда в описание электронных оболочек и правильно предсказал оболочечную структуру серы как 2,8,6. [9] Однако ни система Бора, ни система Стоунера не могли правильно описать изменения в атомных спектрах в магнитном поле ( эффект Зеемана ).
Бор хорошо знал об этом недостатке (и других) и написал своему другу Вольфгангу Паули в 1923 году, чтобы попросить его помочь спасти квантовую теорию (систему, которая теперь известна как « старая квантовая теория »). Паули успешно выдвинул гипотезу, что эффект Зеемана может быть объяснен как зависящий только от реакции самых внешних (т.е. валентных) электронов атома. Паули смог воспроизвести структуру оболочки Стонера, но с правильной структурой подоболочек, включив четвертое квантовое число и свой принцип исключения (1925): [10]
Должно быть запрещено, чтобы более чем один электрон с одинаковым значением главного квантового числа n имел одинаковые значения для остальных трех квантовых чисел k [ l ], j [ m l ] и m [ m s ].
Уравнение Шредингера , опубликованное в 1926 году, дало три из четырех квантовых чисел как прямое следствие его решения для атома водорода: [a] это решение дает атомные орбитали, которые показаны сегодня в учебниках химии (и выше). Изучение атомных спектров позволило экспериментально определить электронные конфигурации атомов и привело к эмпирическому правилу (известному как правило Маделунга (1936), [11] см. ниже) для порядка, в котором атомные орбитали заполняются электронами.
Принцип aufbau (от немецкого Aufbau , «построение, строительство») был важной частью оригинальной концепции Бора электронной конфигурации. Его можно сформулировать так: [12]
Принцип работает очень хорошо (для основных состояний атомов) для известных 118 элементов, хотя иногда он немного неверен. Современная форма принципа aufbau описывает порядок орбитальных энергий, заданный правилом Маделунга (или правилом Клечковского) . Это правило было впервые сформулировано Чарльзом Жане в 1929 году, переоткрыто Эрвином Маделунгом в 1936 году [11] и позже получило теоретическое обоснование от В. М. Клечковского : [13]
Это дает следующий порядок заполнения орбиталей:
В этом списке подоболочки в скобках не заняты в основном состоянии самого тяжелого атома, известного в настоящее время ( Og , Z = 118).
Принцип ауфбау может быть применен в модифицированной форме к протонам и нейтронам в атомном ядре , как в оболочечной модели ядерной физики и ядерной химии .
.svg/1280px-Periodic_table_blocks_spdf_(32_column).svg.png)
Форма периодической таблицы тесно связана с атомной электронной конфигурацией для каждого элемента. Например, все элементы группы 2 (второй столбец таблицы) имеют электронную конфигурацию [E] n s 2 (где [E] — конфигурация благородного газа ) и имеют заметное сходство в своих химических свойствах. Периодичность периодической таблицы с точки зрения блоков периодической таблицы обусловлена числом электронов (2, 6, 10 и 14), необходимых для заполнения s, p, d и f подоболочек. Эти блоки выглядят как прямоугольные секции периодической таблицы. Единственным исключением является гелий , который, несмотря на то, что является атомом s-блока, традиционно помещается вместе с другими благородными газами в p-блок из-за его химической инертности, являющейся следствием его полной внешней оболочки (хотя в современной литературе ведутся дискуссии о том, следует ли сохранять это исключение).
Электроны в валентной (внешней) оболочке в значительной степени определяют химические свойства каждого элемента . Сходство химических свойств было отмечено более чем за столетие до появления идеи электронной конфигурации. [b]
Принцип aufbau основывается на фундаментальном постулате, что порядок орбитальных энергий фиксирован, как для данного элемента, так и между различными элементами; в обоих случаях это верно лишь приблизительно. Он рассматривает атомные орбитали как «ящики» фиксированной энергии, в которые можно поместить два электрона и не больше. Однако энергия электрона «в» атомной орбитали зависит от энергий всех других электронов атома (или иона, или молекулы и т. д.). Не существует «одноэлектронных решений» для систем из более чем одного электрона, есть только набор многоэлектронных решений, которые не могут быть вычислены точно [c] (хотя существуют математические приближения, такие как метод Хартри–Фока ).
Тот факт, что принцип aufbau основан на приближении, можно увидеть из того факта, что существует почти фиксированный порядок заполнения вообще, что в пределах данной оболочки s-орбиталь всегда заполняется раньше p-орбиталей. В водородоподобном атоме , который имеет только один электрон, s-орбиталь и p-орбитали той же оболочки имеют совершенно одинаковую энергию, в очень хорошем приближении при отсутствии внешних электромагнитных полей. (Однако в реальном атоме водорода энергетические уровни слегка разделены магнитным полем ядра и квантово-электродинамическими эффектами сдвига Лэмба .)
Наивное применение принципа ауфбау приводит к известному парадоксу (или кажущемуся парадоксу) в базовой химии переходных металлов . Калий и кальций появляются в периодической таблице раньше переходных металлов и имеют электронные конфигурации [Ar] 4s 1 и [Ar] 4s 2 соответственно, то есть 4s-орбиталь заполняется раньше 3d-орбитали. Это соответствует правилу Маделунга, поскольку 4s-орбиталь имеет n + l = 4 ( n = 4, l = 0), а 3d-орбиталь имеет n + l = 5 ( n = 3, l = 2). После кальция большинство нейтральных атомов в первом ряду переходных металлов ( от скандия до цинка ) имеют конфигурации с двумя 4s-электронами, но есть два исключения. Хром и медь имеют электронные конфигурации [Ar] 3d 5 4s 1 и [Ar] 3d 10 4s 1 соответственно, то есть один электрон перешел с 4s-орбитали на 3d-орбиталь, чтобы создать наполовину заполненную или заполненную подоболочку. В этом случае обычное объяснение состоит в том, что «наполовину заполненные или полностью заполненные подоболочки являются особенно стабильными расположениями электронов». Однако это не подтверждается фактами, поскольку вольфрам (W) имеет следующую за Маделунгом конфигурацию d 4 s 2 , а не d 5 s 1 , а ниобий (Nb) имеет аномальную конфигурацию d 4 s 1 , которая не дает ему наполовину заполненную или полностью заполненную подоболочку. [14]
Кажущийся парадокс возникает, когда электроны удаляются из атомов переходных металлов для образования ионов . Первые электроны, которые будут ионизированы, приходят не с 3d-орбитали, как можно было бы ожидать, если бы она была «выше по энергии», а с 4s-орбитали. Этот взаимообмен электронами между 4s и 3d обнаружен для всех атомов первой серии переходных металлов. [d] Конфигурации нейтральных атомов (K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, ...) обычно следуют порядку 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, ...; однако последовательные стадии ионизации данного атома (например, Fe 4+ , Fe 3+ , Fe 2+ , Fe + , Fe) обычно следуют порядку 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, ...
Это явление парадоксально только в том случае, если предположить, что энергетический порядок атомных орбиталей фиксирован и не зависит от заряда ядра или присутствия электронов на других орбиталях. Если бы это было так, то 3d-орбиталь имела бы ту же энергию, что и 3p-орбиталь, как это происходит в водороде, однако это явно не так. Нет особой причины, по которой ион Fe2 + должен иметь ту же электронную конфигурацию, что и атом хрома, учитывая, что у железа в ядре на два протона больше, чем у хрома, и что химия этих двух видов сильно различается. Мелроуз и Эрик Шерри проанализировали изменения орбитальной энергии с орбитальными занятиями в терминах двухэлектронных интегралов отталкивания метода Хартри-Фока расчета атомной структуры. [15] Совсем недавно Шерри утверждал, что вопреки тому, что утверждается в подавляющем большинстве источников, включая название его предыдущей статьи по этой теме, на самом деле преимущественно заняты 3d-орбитали, а не 4s. [16]
В химических средах конфигурации могут меняться еще больше: Th 3+ как голый ион имеет конфигурацию [Rn] 5f 1 , однако в большинстве соединений Th III атом тория имеет конфигурацию 6d 1 вместо этого. [17] [18] В основном то, что присутствует, является скорее суперпозицией различных конфигураций. [14] Например, металлическая медь плохо описывается либо конфигурацией [Ar] 3d 10 4s 1 , либо [Ar] 3d 9 4s 2 , но довольно хорошо описывается как 90% вклад первой и 10% вклад второй. Действительно, видимого света уже достаточно, чтобы возбудить электроны в большинстве переходных металлов, и они часто непрерывно «текут» через различные конфигурации, когда это происходит (медь и ее группа являются исключением). [19]
Похожие ионно-подобные конфигурации 3d x 4s 0 встречаются в комплексах переходных металлов , как описано простой теорией кристаллического поля , даже если металл имеет степень окисления 0. Например, гексакарбонил хрома можно описать как атом хрома (не ион), окруженный шестью лигандами оксида углерода . Электронная конфигурация центрального атома хрома описывается как 3d 6 с шестью электронами, заполняющими три d-орбитали с более низкой энергией между лигандами. Две другие d-орбитали находятся при более высокой энергии из-за кристаллического поля лигандов. Эта картина согласуется с экспериментальным фактом, что комплекс является диамагнитным , что означает, что он не имеет неспаренных электронов. Однако в более точном описании с использованием теории молекулярных орбиталей d-подобные орбитали, занятые шестью электронами, больше не идентичны d-орбиталям свободного атома.
Есть еще несколько исключений из правила Маделунга среди более тяжелых элементов, и с увеличением атомного номера становится все труднее находить простые объяснения, такие как стабильность полузаполненных подоболочек. Можно предсказать большинство исключений с помощью расчетов Хартри-Фока, [20] которые являются приближенным методом учета влияния других электронов на орбитальные энергии. Качественно, например, элементы 4d имеют наибольшую концентрацию аномалий Маделунга, поскольку щель 4d–5s больше, чем щели 3d–4s и 5d–6s. [21]
Для более тяжелых элементов также необходимо учитывать эффекты специальной теории относительности на энергии атомных орбиталей, поскольку электроны внутренней оболочки движутся со скоростью, приближающейся к скорости света . В целом, эти релятивистские эффекты [22] имеют тенденцию уменьшать энергию s-орбиталей по отношению к другим атомным орбиталям. [23] Это причина, по которой предсказывается, что 6d-элементы не будут иметь аномалий Маделунга, за исключением лоуренсия (для которого релятивистские эффекты также стабилизируют орбиталь p 1/2 и вызывают ее занятость в основном состоянии), поскольку относительность вмешивается, делая 7s-орбитали более низкими по энергии, чем 6d-орбитали.
В таблице ниже показаны конфигурации атомов f-блока (зеленый) и d-блока (синий). Она показывает конфигурацию основного состояния с точки зрения занятости орбитали, но не показывает основное состояние с точки зрения последовательности орбитальных энергий, определенных спектроскопически. Например, в переходных металлах орбиталь 4s имеет более высокую энергию, чем орбитали 3d; а в лантаноидах орбиталь 6s выше, чем 4f и 5d. Основные состояния можно увидеть в электронных конфигурациях элементов (страница данных) . Однако это также зависит от заряда: атом кальция имеет 4s ниже по энергии, чем 3d, но катион Ca2 + имеет 3d ниже по энергии, чем 4s. На практике конфигурации, предсказываемые правилом Маделунга, по крайней мере близки к основному состоянию даже в этих аномальных случаях. [24] Пустые f-орбитали в лантане, актинии и тории способствуют образованию химических связей, [25] [26] как и пустые p-орбитали в переходных металлах. [27]
Вакантные s-, d- и f-орбитали были показаны явно, как это иногда делается, [28], чтобы подчеркнуть порядок заполнения и пояснить, что даже орбитали, незанятые в основном состоянии (например, лантан 4f или палладий 5s), могут быть заняты и связываться в химических соединениях. (То же самое справедливо и для p-орбиталей, которые явно не показаны, поскольку они фактически заняты только для лоуренсия в основных состояниях газофазы.)
Различные аномалии описывают свободные атомы и не обязательно предсказывают химическое поведение. Так, например, неодим обычно образует степень окисления +3, несмотря на свою конфигурацию [Xe] 4f 4 5d 0 6s 2 , которая при наивной интерпретации предполагает более стабильную степень окисления +2, соответствующую потере только 6s-электронов. Напротив, уран как [Rn] 5f 3 6d 1 7s 2 также не очень стабилен в степени окисления +3, предпочитая +4 и +6. [32]
Конфигурация электронной оболочки элементов за пределами хассия еще не была эмпирически проверена, но ожидается, что они будут следовать правилу Маделунга без исключений до элемента 120. Элемент 121 должен иметь аномальную конфигурацию [ Og ] 8s 2 5g 0 6f 0 7d 0 8p 1 , имея ap, а не ag электрон. Электронные конфигурации за пределами этого являются предварительными, и предсказания различаются между моделями, [33] но правило Маделунга, как ожидается, нарушится из-за близости по энергии орбиталей 5g, 6f, 7d и 8p 1/2 . [30] Тем не менее, последовательность заполнения 8s, 5g, 6f, 7d, 8p, как ожидается, будет сохраняться приблизительно, с возмущениями из-за огромного спин-орбитального расщепления оболочек 8p и 9p и огромной релятивистской стабилизации оболочки 9s. [34]
В контексте атомных орбиталей открытая оболочка — это валентная оболочка , которая не полностью заполнена электронами или которая не отдала все свои валентные электроны через химические связи с другими атомами или молекулами во время химической реакции . Наоборот, закрытая оболочка получается с полностью заполненной валентной оболочкой. Эта конфигурация очень стабильна . [35]
Для молекул «открытая оболочка» означает, что есть неспаренные электроны . В теории молекулярных орбиталей это приводит к молекулярным орбиталям, которые заняты поодиночке. В реализациях теории молекулярных орбиталей в вычислительной химии молекулы с открытой оболочкой должны обрабатываться либо ограниченным методом Хартри-Фока с открытой оболочкой , либо неограниченным методом Хартри-Фока . Наоборот, конфигурация с закрытой оболочкой соответствует состоянию, в котором все молекулярные орбитали либо дважды заняты, либо пусты ( синглетное состояние ). [36] Молекулы с открытой оболочкой сложнее изучать вычислительно. [37]
Конфигурация благородного газа — это электронная конфигурация благородных газов . Основой всех химических реакций является тенденция химических элементов приобретать стабильность . Атомы главной группы обычно подчиняются правилу октета , в то время как переходные металлы обычно подчиняются правилу 18 электронов . Благородные газы ( He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn ) менее реакционноспособны , чем другие элементы , поскольку они уже имеют конфигурацию благородного газа. Оганесон, как ожидается, будет более реакционноспособным из-за релятивистских эффектов для тяжелых атомов.
Каждая система имеет тенденцию приобретать состояние стабильности или состояние минимальной энергии, и поэтому химические элементы принимают участие в химических реакциях, чтобы приобрести стабильную электронную конфигурацию, похожую на конфигурацию ближайшего к ним благородного газа . Примером этой тенденции является реакция двух атомов водорода (H) с одним атомом кислорода (O) с образованием воды (H 2 O). Нейтральный атомарный водород имеет один электрон в своей валентной оболочке , и при образовании воды он приобретает долю второго электрона, поступающего от кислорода, так что его конфигурация похожа на конфигурацию ближайшего к нему благородного газа гелия (He) с двумя электронами в его валентной оболочке. Аналогично, нейтральный атомарный кислород имеет шесть электронов в своей валентной оболочке и приобретает долю двух электронов от двух атомов водорода, так что его конфигурация похожа на конфигурацию ближайшего к нему благородного газа неона с восемью электронами в его валентной оболочке.
Электронная конфигурация в молекулах более сложна, чем электронная конфигурация атомов, поскольку каждая молекула имеет различную орбитальную структуру . Молекулярные орбитали маркируются в соответствии с их симметрией , [e], а не атомными орбитальными метками, используемыми для атомов и одноатомных ионов ; следовательно, электронная конфигурация молекулы дикислорода , O 2 , записывается как 1σ g 2 1σ u 2 2σ g 2 2σ u 2 3σ g 2 1π u 4 1π g 2 , [38] [39] или, что эквивалентно, 1σ g 2 1σ u 2 2σ g 2 2σ u 2 1π u 4 3σ g 2 1π g 2 . [1] Термин 1π g 2 представляет два электрона на двух вырожденных π*-орбиталях ( антисвязь ). Из правил Хунда , эти электроны имеют параллельные спины в основном состоянии , и поэтому дикислород имеет чистый магнитный момент (он парамагнитен ). Объяснение парамагнетизма дикислорода было крупным успехом для теории молекулярных орбиталей .
Электронная конфигурация многоатомных молекул может изменяться без поглощения или испускания фотона посредством вибронных связей .
В твердом теле электронные состояния становятся очень многочисленными. Они перестают быть дискретными и эффективно смешиваются в непрерывные диапазоны возможных состояний ( электронную зону ). Понятие электронной конфигурации перестает быть релевантным и уступает место теории зон .
Наиболее распространенное применение электронных конфигураций — рационализация химических свойств , как в неорганической , так и в органической химии . По сути, электронные конфигурации, наряду с некоторыми упрощенными формами теории молекулярных орбиталей , стали современным эквивалентом концепции валентности , описывающей число и тип химических связей , которые, как ожидается, может образовать атом .
Этот подход получил дальнейшее развитие в вычислительной химии , которая обычно пытается делать количественные оценки химических свойств. В течение многих лет большинство таких расчетов основывалось на приближении « линейной комбинации атомных орбиталей » (LCAO), используя все более крупный и сложный базисный набор атомных орбиталей в качестве отправной точки. Последним шагом в таком расчете является распределение электронов по молекулярным орбиталям в соответствии с принципом ауфбау. Не все методы в вычислительной химии полагаются на электронную конфигурацию: теория функционала плотности (DFT) является важным примером метода, который отбрасывает модель.
Для атомов или молекул с более чем одним электроном движение электронов коррелируется , и такая картина больше не является точной. Для точного описания любой многоэлектронной системы требуется очень большое количество электронных конфигураций, и никакая энергия не может быть связана с одной единственной конфигурацией. Однако электронная волновая функция обычно доминирует над очень небольшим количеством конфигураций, и поэтому понятие электронной конфигурации остается существенным для многоэлектронных систем.
Фундаментальное применение электронных конфигураций заключается в интерпретации атомных спектров . В этом случае необходимо дополнить электронную конфигурацию одним или несколькими символами терминов , которые описывают различные уровни энергии, доступные атому. Символы терминов можно рассчитать для любой электронной конфигурации, а не только для конфигурации основного состояния , указанной в таблицах, хотя не все уровни энергии наблюдаются на практике. Именно посредством анализа атомных спектров были экспериментально определены конфигурации электронов основного состояния элементов.
