Подтверждение теории Резерфорда

Английский физик Генри Мозли (1913) установил простую связь между длинами волн определённых линий рентгеновского спектра атомов химических элементов и их порядковыми номерами. То есть, установил закон, согласно которому стало возможным однозначно определять заряд ядра атомов любого химического элемента и тем самым его порядковый номер в периодической системе.

Английский физик Джеймс Чедвик (Чадвик) (1920) определил с большой точностью заряды ядер атомов некоторых химических элементов по рассеянию α-частиц.

Значение теории Резерфорда

Был установлен физический смысл порядкового (атомного) номера химического элемента в периодической системе Д.И. Менделеева: порядковый номер оказался важнейшей константой химического элемента, выражающей положительный заряд ядра его атомов. Из электронейтральности атома следует, что и число вращающихся вокруг ядра электронов равно порядковому номеру химического элемента.

Это открытие дало новое обоснование расположению химических элементов в периодической системе и устранило кажущееся противоречие – расположение некоторых элементов с большей относительной атомной массой впереди элементов с меньшей относительной атомной массой (теллур и иод, аргон и калий, кобальт и никель). Место химического элемента в периодической системе определяется зарядом ядер его атомов. Было экспериментально установлено, что заряд ядер атомов теллура равен 52, а атомов иода – 53; поэтому теллур, несмотря на бóльшую относительную атомную массу, должен находиться в таблице периодической системы до иода. Заряд ядер атомов аргона и калия, никеля и кобальта полностью отвечают последовательности расположения этих элементов в периодической системе.

Таким образом, современная формулировка Периодического закона такова: «Свойства химических элементов (в образуемых ими простых и сложных веществах) находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов».

Определение порядковых номеров химических элементов по заряду ядер их атомов позволило установить общее количество мест в периодической системе элементов между водородом, имеющим порядковый номер 1, и ураном (порядковый номер 92), считавшимся во времена Менделеева последним членом этой системы. Когда создавалась теория строения атома, оставались незанятыми места 43, 61, 72, 75, 85 и 87, что указывало на возможность существования ещё неоткрытых химических элементов. В 1922 г. был открыт элемент гафний (72 место), в 1925 г. – рений (75 место). Элементы, которые должны занять остальные четыре свободных места таблицы периодической системы, оказались радиоактивными и в природе не найдены, однако их удалось получить искусственным путём. В настоящее время все клетки таблицы периодической системы химических элементов между водородом и ураном заполнены, но сама система не является завершённой, хотя уже открыто 26 трансурановых элементов и ожидается открытие элементов, которые будут формировать восьмой период.

4.4 Уравнение шрёдингера1. Электронная конфигурация атома

В основе современного учения о строении атома лежат представления квантовой (волновой) механики о двойственной корпускулярно-волновой природе микрочастиц. Суть корпускулярно-волнового дуализма: любая микрочастица обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны.

Поскольку электрон обладает волновыми свойствами, его движение можно описать волновым уравнением. Такое уравнение было предложено в 1926 г. Шрёдингером. Оно связывает волновую функцию ψ с потенциальной энергией электрона (Е_n) и его полной энергией Е:

- сумма вторых производных волновой функции ψ по координатам x, y, z;

где m – масса электрона

h – постоянная Планка.

Решения уравнения Шрёдингера возможны только при вполне определенных дискретных значениях энергии электрона.

Входящую в уравнение волновую функцию, которая количественно характеризует амплитуду трёхмерной волны электрона, Шрёдингер обозначил греческой буквой ψ («пси»).

Решением волнового уравнения являются различные волновые функции ψ_1, ψ_2, ψ_{3, ….} Ψ_n,, каждому из которых соответствует своё значение энергии Е₁, Е₂, Е₃, …, Е_n. Таким образом, квантование энергии микросистемы вытекает из решения волнового уравнения. Волновая функция ψ, которая является решением уравнения Шрёдингера, называется орбиталью.

Сама волновая функция ψ физического смысла не имеет, но её квадрат ψ² выражает вероятность нахождения электрона в данной точке атомного пространства, и поэтому ψ² называют плотностью вероятности. Вероятность нахождения электрона в элементе объема (dV) определяется величиной ψ²dV.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно пребывание электрона называется атомной орбиталью (АО). Строго говоря, орбиталь – понятие математическое, его смысл вытекает из волнового уравнения.

Уравнение Шрёдингера имеет решение для определённых значений энергии электрона, из чего следует, что энергия электрона может принимать не любые, а лишь определённые значения. Допустимые значения энергии электрона определяются значением целого числа п – главного квантового числа. Орбитальное (побочное) квантовое число l характеризует энергию энергетического подуровня, определяет форму атомной орбитали, магнитное квантовое число т_l характеризует энергию атомных орбиталей и определяет ориентацию в пространстве атомной орбитали относительно внешней силы, спиновое квантовое число m_S указывает на ориентацию электронного спина (свойство, связанное с движением электрона как бы вокруг своей оси) по отношению к магнитному полю. Квантовые n, l и m_l принимают следующие значения:

п = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ... , ∞;

l = 0, 1, 2, 3, ..., (п – 1);

m_l = –l, …, –1, 0, 1, ..., l.

Спиновое квантовое число может принимать только два значения: +1/2 и  –1/2.

Распределение электронов по энергетическим уровням подчиняется трём основным принципам, или правилам.

1. Принцип Паули¹: никакие два электрона в атоме не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа, т. е. не могут находиться в одинаковом квантовом состоянии.

2. Принцип наименьшей энергии (минимума энергии). Правило Клечковского²:

• сначала электронами заполняются те энергетические подуровни, для которых сумма (п + l) меньше, т. е. их энергия в этом положении меньше;

• если сумма (п + l) для двух электронов одинакова, то сначала электроны заполняют подуровень, соответствующий меньшему значению п.

Согласно этому принципу формирование электронных оболочек атомов элементов происходит в следующей последовательности:

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s – 4d – 5p – 6s –

– 4f ≈ 5d – 6p – 7s – 5f ≈ 6d – 7p

Эта последовательность носит название (п, l)-последовательность.

3. Правило Хунда³: заполнение электронами атомных орбиталей одного энергетического подуровня происходит таким образом, чтобы их суммарное спиновое число было максимальным.

Рассмотрим первый – ближайший к атомному ядру – энергетический уровень (электронный слой) со значением главного квантового числа п  = 1. При этом значении орбитальное квантовое число l может принять единственное значение, равное 0, которому соответствует буквенное обозначение орбитали s. Магнитное квантовое число при l = 0 также принимает единственное значение, равное 0. Таким образом, первый энергетический уровень состоит из одной атомной орбитали, на которой, с учётом принципа Паули, могут разместиться два электрона (с различными спиновыми квантовыми числами). Количество возможных атомных орбиталей определяется как п². Таким образом, на первом энергетическом уровне могут одновременно находиться только два электрона. Максимальное число атомных орбиталей на втором энергетическом уровне равно четырём, а его ёмкость – 8 электронов (2 электрона на s-АО и 6 электронов на p-АО). Третий энергетический уровень имеет три подуровня (l = 0, 1, 2), состоящему из 9 атомных орбиталей, а его общая ёмкость равна 18 электронам.