Атома строение

носило характер произвольного требования. Теперь же оно выступает как требование, чтобы на периодической орбите электрона укладывалось целое число длин волн де Бройля. Разрешенными оказываются именно те орбиты, которые удовлетворяют этому требованию.

При решении  волнового уравнения Шрёдингера для атома водорода естественным образом возникают три квантовых числа, обычно обозначаемые символами n, l и ml. Здесь n – целое число, принимающее любые значения, большие 0, которое называется главным квантовым числом электрона. Оно соответствует числу n, обозначавшему различные боровские орбиты. Число l (орбитальное квантовое число) тоже целое и может принимать любые значения от 0 до (n – 1). Оно характеризует орбитальный момент импульса электрона и тесно связано с nj в модели Бора. Из решения волнового уравнения следует, что разрешены только значения орбитального момента импульса электрона, равные:

При  максимально  допустимое значение l равно нулю, и, следовательно, орбитальный момент импульса электрона тоже должен быть равен нулю.

Третье квантовое  число ml называется «магнитным квантовым  числом» и играет важную роль, когда атом находится в магнитном поле H. В этом случае квантуется не только орбитальный момент импульса pj, но и его проекция на направление магнитного поля. Проекция квантового числа l на направление поля H также должна быть целым числом, ml. Таким образом, ml может принимать (2l + 1) значений: +l, (l – 1), (l – 2),..., –(l – 1), –l. В рамках модели Бора это соответствует заданию угла q наклона плоскости электронной орбиты относительно направления магнитного поля, как показано на рис. 9: cosq = ml/l.

Если l = 3, то существует (2l + 1), т.е. 7 различных дискретных значений угла, которые могут составлять боровские  орбиты с направлением H (рис. 9,б). 

Рис. 9. КВАНТОВЫЕ  ЧИСЛА согласно волновой механике Шрёдингера. а – квантовое  число l характеризует орбитальный момент импульса электрона; магнитным квантовым числом ml наряду с l определяется угол q, под которым электронная орбита наклонена к направлению магнитного поля H. б – при l = 3 квантовое число ml принимает (2l + 1) возможных значений, в данном случае 7.

Еще одно следствие  правил квантования ml состоит в том, что магнитный момент m может принимать  значения m = leh/4pmc = lm,

где величина m0, так называемый магнетон Бора, равна 9,27Ч10–24 Дж/Тл. Изменение энергии  электрона, обусловленное взаимодействием его момента с магнитным полем, равно: DE = m0Hml.

Таким образом, магнитное поле приводит к расщеплению  уровней и увеличению числа переходов  и спектральных линий, т.е. к эффекту  Зеемана.

Спин электрона  и принцип запрета Паули. В  то время, когда формировались идеи квантовой механики, для объяснения характеристик линейчатых спектров атомов была выдвинута гипотеза спина электрона. Спектроскопия более высокого разрешения показала, что многие линии представляют собой дублеты, которые не удается объяснить, исходя из орбитального движения электронов. Особенно показательный пример – дублет желтых линий натрия 589,0 и 589,6 нм, который четко разделяется даже простыми спектрометрическими приборами.

Для объяснения частого появления дублетов в  линейчатых спектрах Дж.Уленбек (1900–1988) и С.Гаудсмит (1902–1978) выдвинули в 1925 предположение, что электрон имеет собственный момент импульса, или спин, т.е. его можно представить себе вращающимся вокруг собственной оси одновременно с вращением по орбите вокруг ядра, аналогично вращению Земли при ее движении вокруг Солнца. Спин характеризуется еще одним квантовым числом, s. Поскольку вектор спинового момента импульса имеет (2s + 1) различных ориентаций, а наблюдаемая кратность энергетических уровней равна двум, имеем (2s + 1) = 2, или s = 1/2. Проекции вектора s на некое выделенное направление (направление внешнего магнитного поля) характеризуются спиновым магнитным квантовым числом ms, которое может быть равно либо +1/2, либо -1/2. Вращающийся вокруг собственной оси электрон подобен крошечному магниту с магнитным моментом

В конечном итоге  получается 4 независимых квантовых  числа, характеризующих состояние  электрона в атоме:

n – главное  квантовое число;

l – орбитальное  квантовое число;

ml – орбитальное  магнитное квантовое число;

ms – спиновое  магнитное квантовое число.

Хотя квантовая  механика позволяет, если заданы квантовые  числа, определить энергию состояния  и пространственное распределение  электронной плотности вероятностей (заменяющее орбиты в модели Бора), для фиксации числа электронов в каждом состоянии требуются дальнейшие предположения.

В 1925 В.Паули (1900–1958) сформулировал «принцип запрета», который  сразу внес ясность в очень  многие атомные явления. Он предложил  простое правило: в каждом отдельном  квантовом состоянии может находиться только один электрон. Это означает, что набор чисел, отвечающих данным n, l и ml, зависит от n. Например, при n = 1 возможно лишь l = 0; следовательно, ml = 0 и единственное различие состояний связано с ms = +1/2 и -1/2. В таблице приведены возможности, отвечающие различным n. Отметим, что в первой «оболочке» (n = 1) имеются 2 электрона, в следующей оболочке (n = 2) имеется 8 электронов, образующих две подоболочки, и т.д. Максимальное число электронов в подоболочке равно 2(2l + 1), а максимальное число подоболочек составляет n. Для каждого n полностью заполненная оболочка содержит 2n2 электронов.

ВОЗМОЖНОЕ ЧИСЛО  ЭЛЕКТРОНОВ

В ДАННОЙ ОБОЛОЧКЕ

n 

l 

ml 

ms 

Число электронов в подоболочке Число электронов в заполненной оболочке

Соответствие  принципа Паули эксперименту было подтверждено огромным числом спектроскопических наблюдений, а также многочисленными данными  электронной теории металлов, физики ядерных процессов, низкотемпературных явлений. Это один из наиболее фундаментальных объединяющих принципов физики, открывший путь к пониманию электронной структуры сложных атомов. Правда, принципом Паули определяется лишь возможность заполнения различных электронных оболочек, а для проверки фактического заполнения тех или иных состояний необходимы данные, полученные на основе оптических и рентгеновских спектров. Но в атомах вплоть до аргона с Z = 18 каждый дополнительный электрон просто добавляется в низшую из незаполненных подоболочек. Отступления от этого порядка наблюдаются у более сложных атомов, оболочки которых частично перекрываются. Квантовая механика объясняет это отступление тем, что в первую очередь заполняются состояния с самой низкой энергией.

Детальный анализ электронной структуры и распределения  электронов с точки зрения квантовой механики и принципа Паули в более тяжелых атомах весьма сложен. Для состояния 1s (n = 1, l = 0) возможно только сферически симметричное распределение (причем наиболее вероятным оказывается положение электрона в центре атома). В состоянии 2p (n = 2, l = 1) момент импульса электрона уже не равен нулю, и поэтому масимум плотности находится на ненулевом расстоянии от ядра. Распределение электронной плотности зависит от квантового числа ml в соответствии с требованием квантования компонент момента импульса вдоль направления магнитного поля.

 Периодическая  система элементов. Число электронов, находящихся в оболочках нейтрального  атома, равное числу протонов  в его ядре, называется атомным  номером элемента. Периодическая  система элементов, предложенная  в 1869 Д.И.Менделеевым (1834–1907) – это таблица, в которой элементы располагаются в порядке возрастания атомного номера и распределяются по периодам так, что атомы со сходными химическими свойствами попадают в одну и ту же группу. Например, группа, содержащая гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон, составляет группу инертных газов; это атомы с заполненными электронными оболочками, а из заполненной оболочки почти так же трудно удалить электрон, как и добавить в нее лишний. Кроме того, эти газы – одноатомные, их молекулы представляют собой один атом (см. также ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ).

Химические свойства атомов в значительной степени определяются внешними электронами. Простой характер таблицы вплоть до аргона (атомный  номер которого Z = 18) обусловлен тем, что при добавлении очередного электрона вплоть до Z = 18 последовательно заполняется низшая подоболочка. Значительное же усложнение таблицы после Z = 18 объясняется усложнением последовательности заполнения подоболочек. Для случая, когда имеется большое число электронов, точные решения уравнений квантовой механики получить не удается, и используются приближенные методы. Одно из приближений состоит в том, что атом с единственным электроном сверх заполненной оболочки, такой, как натрий, Z = 11, рассматривается как «одноэлектронный» атом. И действительно, упрощенная теория Бора (модифицированная с учетом значения n = 3 для состояния электрона) дает довольно точные значения для энергии уровней (но не для расщепления линий).

Дальнейшее исследование структуры атомов. В настоящее время электронная структура атомов в принципе получила свое объяснение, хотя свойства многоэлектронных атомов удается рассчитать лишь приближенно. Квантовая механика объясняет все известные свойства отдельных атомов. Активно изучается взаимодействие атомов, особенно в твердых телах. Строению атомного ядра посвящена статья АТОМНОГО ЯДРА СТРОЕНИЕ. 

Строение атома.

В далёком прошлом  философы Древней Греции предполагали, что вся материя

едина, но приобретает  те или иные свойства в зависимости от её «сущности».

Некоторые из них  утверждали, что вещество состоит  из мельчайших частиц,

называемых атомами. Научные основы атомно-молекулярного  учения были заложены

позднее в работах  русского учёного М.В. Ломоносова, французских  химиков Л.

Лавуазье и Ж. Пруста, английского химика Д. Дальтона, итальянского физика А.

Авогадро и  других исследователей.

Периодический закон Д.И. Менделеева показывает существование  закономерной

связи между  всеми химическими элементами. Это  говорит о том что в основе всех

атомов лежит  нечто общее. До конца XIX века в химии царило убеждение, что

атом есть наименьшая неделимая частица простого вещества. Считалось, что при

всех химических превращениях разрушаются и создаются  только молекулы, атомы

же остаются неизменными и не могут дробиться на части. И наконец в конце XIX

века были сделаны  открытия, показавшие сложность строения атома и возможность

превращения одних  атомов в другие.

Это послужило  толчком к образованию и развитию нового раздела химии «Строение

атома». Первым указанием на сложную структуру атома - были опыты по изучению

катодных лучей, возникающих при электрическом  разряде в сильно разреженных

газах. Для наблюдения этих лучей из стеклянной трубки,  в которую впаяны два

металлических электрода,  выкачивается  по возможности  весь  воздух и затем

пропускается  сквозь нее ток высокого напряжения. При таких условиях от катода

трубки перпендикулярно  к его  поверхности распространяются "невидимые"

катодные лучи, вызывающие яркое зеленое свечение в том месте, куда они

попадают. Катодные лучи обладают способностью приводить  в движение. На их

пути легко  подвижные тела откланяются  от   своего   первоначального пути в

магнитном и  электрическом поле (в последнем  в сторону положительно заряженной

пластины).  Действие катодных лучей  обнаруживается только внутри трубки,

так как стекло для них непроницаемо. Изучение свойств  катодных лучей привело

к заключению, что  они состоят из мельчайших частиц, несущих отрицательный

заряд и летящих  со скоростью, достигающей половины скорости света. Также

удалось определить массу и величину их заряда. Масса  каждой частицы равнялась

0,00055 углеродной  частицы. Заряд равняется 1,602 на 10 в минус 19 степени.

Особенно замечательно, что масса частиц и величина их заряда не зависит ни от

природы газа, остающегося в трубке, ни от вещества из которого сделаны

электроды, ни от прочих  условий опыта. Кроме того, катодные частицы известны

только в заряженном состоянии и не  могут существовать без своих зарядов, не

могут быть превращены в электронейтральные   частицы: электрический заряд

составляет, самую  сущность их природы. Эти частицы  получили название