12.4. Структура атома. Энергетические уровни
.
Проведённый в предыдущей главе анализ квантовых процессов в системе двух частиц, между которыми имеется электромагнитное взаимодействие, можно положить в основу понимания строения атома. При этом обычно считается, что центр масс совпадает с положением ядра, так как его масса в несколько тысяч раз больше массы электрона [11]. Это обстоятельство упрощает рассмотрение, так как в качестве частицы m (см. уравнение (11.10,а) и далее) можно принять электрон, а в качестве r – расстояние его орбиталей от центра.
При этом принимается, что каждому орбитальному квантовому числу Кβ соответствуют следующие состояния:
Таблица 12.1
Орбитальное квантовое число Кβ |
0 |
1 |
2 |
3 |
4 |
Обозначение состояния |
s |
p |
d |
f |
g |
Согласно принципу Паули (см.рисунок 11.4,б и сопровождающий его текст), на одной орбитали могут располагаться только два электрона.
Строго математически это обосновывается более общими, нежели уравнение Шредингера, уравнениями Дирака [11].Согласно этим уравнениям каждому электрону соответствует не одна, а четыре волновых функции. В конечном счёте, это приводит к тому, что в центрально-симметричном поле электроны помимо орбитального момента отличаются друг от друга спиновым моментом (или просто спином). При одном и том же орбитальном моменте возможны два спина. Оба они одинаковы по величине, но противоположны по знаку. Поэтому одной и той же орбитали соответствуют два электрона – с положительным и отрицательным спином.
С учётом сказанного получаем, что главному квантовому числу n=1 соответствует состояние s, которому принадлежат два электрона, числу n=2 – состояние s (2 электрона) и p (6 электронов: 2 с Кα=0; 2 с Кα=+1; и 2 с Кα=-1); числу n=3 - состояния s (2 электрона) , p (6 электронов) и d (10 электронов: 2 с Кα=0; 4 с Кα=1; и 4 с Кα=2); числу n=4 - состояния s (2 электрона), p (6 электронов) , d (10 электронов) и f (14 электронов). К этому надо добавить, что при главном квантовом числе n=3 возможны два варианта: кроме указанного, ещё такой же, как при n=2; а при n=4 – ещё такой же, как при n=3.
Таким образом, по мере увеличения числа протонов в ядре, т.е. его заряда, заполнение электронных оболочек происходит в следующем порядке (цифра, стоящая перед обозначением орбитали означает число n, т.е. номер оболочки):
1s 2 электрона;
2s, 2p 8 электронов;
3s, 3p 8 электронов;
4s, 4p, 3d 18 электронов;
5s, 5p, 4d 18 электронов;
6s, 6p, 5d, 4f 32 электрона.
Орбитали 1s, 2s, 2p,... также именуются энергетическими уровнями, так как согласно (11.15) каждой из них соответствует своя кинетическая энергия движения электронов.
Следует отметить, что по мере заполнения электронных оболочек потенциальная энергия связи добавляемого электрона с ядром возрастает (разумеется, по абсолютной величине). После полного заполнения оболочки с номером n следующий электрон попадает на обoлочку с номером n+1 и потенциальная энергия его связи с ядром вновь падает.
На рис.12.3 дана зависимость потенциальной энергии связи очередного электрона с ядром для всех атомов таблицы Менделеева [11].
Химические свойства того или другого элемента зависят не только от величины ионизационного потенциала, но и от полноты заполнения электронами наружного слоя оболочки атома [11]. Минимальную химическую активность имеют так называемые благородные (или инертные) газы – He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn – у которых не только максимум ионизированного потенциала, но и полностью заполнена наружная оболочка. Наибольшей химической активностью обладают так называемые щелочные металлы Li, Na, K, Ca, Rb, Cs, U, у которых не только минимальный ионизационный потенциал, но и только начинается заполняться наружная оболочка.
Также высокой активностью обладают элементы с большим ионизированным потенциалом и с одним недостающим электроном в наружном слое электронной оболочки (галогены) – Cl, F, Br, I, As. Их активность противоположна активности щелочных металлов – если последние легко теряют наружные электроны, то галогены, наоборот, их легко отбирают у других атомов.
Рис. 12.3. Ионизационные потенциалы элементов
(n - номер в таблице Менделеева)
Все другие атомы обладают промежуточной способностью поглощать и терять наружные (валентные) электроны. Однако у них появляются новые химические свойства – они могут поглощать или терять разное число электронов, а некоторые из них могут и терять, и поглощать электроны одновременно.
Таким образом, химические свойства элементов полностью определяются строением их электронной оболочки.