Атомы. Атом водорода

Положительно заряженные ядра благодаря силам электромаг­нитного взаимодействия образуют с отрицательно заряженными - электронами устойчивые электрически нейтральные системы, называемые атомами. Атом является наименьшей частицей хими­ческого элемента, несущей его свойства.

Электрическая нейтральность атома означает, что количество электронов, сгруппированных вокруг ядра, равно числу протонов в ядре, т.е. его атомному номеру Z.

Устройство системы «ядро-электроны» отвечает фундамен­тальным принципам квантовой механики: принципу корпуску­лярно-волнового дуализма микрочастиц, соотношению неопределенностей, принципу Паули, рассмотренным выше (гл. 4).

Атом водорода. Простейший атом - атом водорода - состоит из одного протона и одного электрона. Электрон обладает энер­гией, которая является потенциальной энергией нахождения электрона в кулоновском поле ядра. Электрон находится в постоянном движении вокруг ядра, причем для этого движения прин­ципиально не могут быть указаны траектории, «орбиты». Можно представить лишь электронное «облако» в виде не имеющей чет­ких границ области пространства, где пребывание электрона наиболее вероятно (размеры этого «облака» и позволяют приближенно оценить «радиус» атома). Форма и размеры электронного «облака» зависят от энергии электрона, которая может принимать лишь совершенно определенные, квантованные значения. Квантованность определяется присутствием в формуле энергии электрона (4.16) главного квантового числа n.

Значение n = 1 соответствует основному состоянию атома, состояние с наименьшей энергией, n > 1 - возбужденным состояниям. Для перевода атома в возбужденное состояние необходимо сообщить ему энергию извне.

Форма и размеры электронного «облака», его ориентация в пространстве определяются также орбитальным квантовым числом l = 0, 1, 2, ... n - 1 и магнитным квантовым числом m = 0, 1, 2, 3, ... ±е. Всего при заданном значении главного квантового числа п возможно 2n² квантовых состояния электрона.

В атомной физике применяют заимствованные из спектроско­пии условные обозначения состояний электрона с различными значениями момента импульса. Состояние с l = 0 называют s-состоянием, с l = 1 – р состоянием, с l = 2 - d , с l = 3 – f- состоянием. Перед условным обозначением числа / пишут значе­ние главного квантового числа п. Например, основное состояние атома водорода обозначается как 1s.

Физический смысл понятия нахождение электрона на опреде­ленном энергетическом уровне состоит в том, что ψ-функция определяет плотность вероятности того, что электрон в состоя­нии, задаваемом определенным набором квантовых чисел, нахо­дится в некоторой области пространства.

Рис. 5.4.

Например, при n = 1, l = 0, m = 0 (основное состояние, 1s) максимальная вероятность нахождения электрона в шаровом слое со средним значением радиуса (радиус Бора) (рис. 5.4).

Вообще, для состояний с максимально возможными значени­ями l= n - 1 максимумы плотности вероятности приходятся на расстояния, совпадающие с радиусами круговых орбит по теории Бора (см. график для состояния 2·р).

Сложнее выглядит распределение плотности вероятности в за­висимости от удаления г от ядра для возбужденных состояний, например 2s (см. рис. 5.4).

Отметим, что площади под всеми кривыми в соответствии с условием нормировки ψ-функции одинаковы и численно равны единице.

Многоэлектронные атомы. Периодичность изменения свойств химических элементов. Электроны в атоме образуют систему, находящуюся в различных квантовых состояниях, которые определяются квантовыми числами n, l, m,σ. При этом согласно принципу Паули, в атоме или системе взаимодействующих ато­мов каждое квантовое состояние может быть занято лишь одним электроном, т. е. никакие два электрона не могут иметь одинако­вые наборы всех четырех квантовых чисел.

Представим электронное «окружение» ядра в атоме как систе­му уровней энергии, расположенных в порядке, соответствующем сформулированным выше правилам. Этот порядок удобнее изобразить в виде схемы рис. 5.5 (дана для n = 1, 2, 3).

Электроны с одинаковым значением п образуют оболочку: 1-я оболочка имеет обозначение К, 2-я - L, 3-я - М и т.д. Электроны с одинаковым значением принадлежат к одной подоболочке.

Порядок заполнения электронных оболочек и подоболочек в многоэлектронных атомах определяется принципом Паули, ко­торым можно объяснить периодическую повторяемость физичес­ких и химических свойств атомов, обобщенную в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. В соответствии с этим принципом электроны атома в основном состоянии занимают оболочку с наименьшей энергией. При переходе от атома с по­рядковым номером Z к атому с порядковым номером Z + 1 число электронов в верхней оболочке атома увеличивается на единицу. Добавленный электрон занимает наинизший из незанятых дру­гими электронами энергетический уровень

Рис. 5.5.

Напомним, что полное число N состояний электрона (или допустимое число электронов в каждой оболочке) определяется главным квантовым числом n как N= 2n². Таким образом, в 1-й оболочке (К) может находиться лишь два электрона (2·1²), во 2-й оболочке (L) - 8, в 3-й (М) - 18, в 4-й (N) - 32, в 5-й (О) - 50. Число электронов в каждой подоболочке определяется орби­тальным квантовым числом l как = 2(2/ + 1).

Порядок следования состояний зависит от энергии соответ­ствующих им уровней, которая определяется квантовыми числами и и l. При этом зависимость энергии от n выражена более резко, чем зависимость от l. Поэтому последовательность состояний с ростом энергии определяется так:

1s, 2s, 2р, 3s, 3р, ...

Однако потом за счет ряда факторов, прежде всего, усиления зависимости энергии от l, такой порядок нарушается, и начатый рад продолжается так

…, (3р), 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, ...

Рис. 5.3.

Рассмотрим в качестве примера процесс застройки электрон­ных оболочек периодической системы (табл. 5.3). У первого элемента таблицы простейшего атома - водорода (Н) - един­ственный электрон находится в состоянии 1s, у гелия (Не) в этом состоянии находятся два электрона (с противоположными спина­ми). На этом заполнение оболочки к заканчивается. У лития (Li) 3-й электрон должен помешаться в оболочке L (n = 2) в сос­тояния с наинизшей энергией, т. е. 2s (l = 0).

Этот электрон занимает более высокий энергетический уровень, поэтому он связан с ядром (ионом) значительно слабее, чем первые два. Благодаря этому именно этот электрон, называ­емый валентным, определяет химические свойства лития.

У следующего элемента — берилия (Ве) под оболочка 2s за­полняется полностью. Затем происходит последовательное запол­нение электронами подоболочки 2s (бор В, углерод С, азот N, кислород О, фтор F, неон Ne). У неона полностью заполнены оболочки к (два электрона) и L (восемь электронов). Это объяс­няет схожесть химических свойств инертных газов (Не и Ne).

Заполненная полностью оболочка эквивалентна- периоду системы элементов Менделеева. Таким образом, каждый период начинается с появления одного электрона в s-состоянии (щелоч­ной металл) и заканчивается заполнением определенной оболоч­ки (инертный газ). Так, следующий, одиннадцатый элемент - натрий (Na) имеет один валентный электрон в нижней из свободных оболочек - 3s, который и определяет его свойства как химически высокоактивного щелочного металла. Затем последо­вательно заполняются подоболочки 3s и 3р, после чего, в соот­ветствии с вышеизложенным, «нормальный» порядок заполнения несколько нарушается. При переходе к атому калия (К) с Z = 19 процесс заполнения М-оболочки (n = 3) временно прерывается, и в атомах калия и кальция валентные электроны занимают не 3d-, a 4s- под оболочку.

В целом периодическая система Менделеева состоит из семи периодов и включает 105 атомных структур. Седьмой период заполнен частично, его пополнение происходит за счет синтеза новых трансурановых элементов с зарядом ядра Z > 105.

Таким образом, номер периода указывает количество элек­тронных оболочек, и соответствует главному квантовому числу п, а номер группы - суммарному количеству s- и р-электронов внешней оболочки. Средние и большие периоды имеют четыре вставные декады, дополняющие предыдущие электронные обо­лочки электронами с различной ориентацией орбит. Внутри вставных декад больших периодов размещаются добавочные группы лантаноидов и актиноидов по 14 атомных структур в каж­дой. Четвертая электронная оболочка лантаноидов и пятая - актиноидов, дополнены f-электронами.

Все атомы, укомплектованные только s- и р-электронами, называются типичными и образуют восемь групп, родственных по своим химическим свойствам. Четыре вставные декады (нетипич­ные атомы) образуют 10 подгрупп. Четвертая вставная декада не завершена — в ее составе пока лишь актиний, курчатовий и нильсборий.

Закономерности заполнения оболочек и подоболочек позволя­ют понять периодическую повторяемость химических свойств элементов.

С точки зрения химических свойств важнейшей характеристи­кой атома является валентность. В химической связи участвуют только неспаренные электроны. Электроны же, находящиеся в заполненных подоболочках, в образовании химических связей не участвуют.