Научная электронная библиотека
Монографии, изданные в издательстве Российской Академии Естествознания

4.5.1. Физика о заполнении электронных оболочек атомов

Рассмотрим особенности постепенного заполнения орбит у атомов при постепенном увеличении заряда ядра. Атомы всех элементов - стабильные системы, которые, даже потеряв несколько электронов с наружной оболочки, сохраняют свойства ядра и свойства входить в различные химические связи с другими элементами. Атом может перестать существовать только при разрушении ядра. Стабильность существования химических элементов, а, следовательно, и всего материального мира, обусловлена отсутствием электрического заряда у атомов. В обычном состоянии положительный заряд ядра, равный числу протонов (единичный положительный заряд), полностью скомпенсирован таким же числом электронов (единичный отрицательный заряд) на орбитах вокруг ядра.

Атом, потерявший один или несколько электронов, превращается в положительно заряженный ион с коротким временем жизни. Поэтому условием существования атома является наличие полного количества электронов, каким-то образом расположенных в пространстве вокруг ядра. Эти электроны должны находиться в непрерывном движении и при этом экранировать положительный заряд ядра. Как они расположены и как движутся в пространстве?

В соответствии с квантовой физикой у частиц не может существовать определённая траектория движения, потому что «микромиру свойственны свои закономерности, отличные от закономерностей макромира». Такой аргумент возник из постулата, названного принципом неопределённости Гайзенберга. В соответствии с ним, «если из спектральных данных можно получить точное значение энергии электрона, то нельзя указать точно положение электрона в пространстве вокруг ядра» [55]. Электрон может находиться где угодно, а квантовая механика может рассчитать, где его нахождение более вероятно, а где менее вероятно.

Неспособность физики понять Природу превратилась в постулирование ей своих способов описания - вероятностных законов.

В соответствии с квантовой моделью положение электронов в атоме математически описывается волновыми функциями вероятности его нахождения в определённом объёме пространства, которые называются орбиталями. Такое название в отличие от «орбит» подчёркивает неопределённость нахождения электрона. Электроны могут располагаться только в орбиталях со строго определёнными значениями энергии, определяемыми квантовым числом n и постоянной Планка h. Н. Бор на основе предположения, что электрон вращается вокруг ядра по круговым орбитам, теоретически получил выражение для энергии водородоподобных атомов [55]:

En = - 2 π · me e4 / n2 h2,

где me - масса электрона, e - заряд электрона,  n - квантовое число,  h - постоянная Планка.

Знак минус перед значением энергии в физике обозначает, что электроны находятся в «потенциальной яме». В природе не может быть отрицательной энергии. Это реальная энергия связи электрона в атоме, которую надо затратить, чтобы вырвать электрон с данной орбиты.

Почему энергия квантована, не может быть любой, и зависит от n•h? Как было показано (см. 4.4), это обусловлено возможностью существования в Природе при передаче энергии от среды ДУХ только полного вихря и, соответственно, значение энергии определяется целым числом вихрей. Квантовое число n у элементов таблицы Менделеева может быть от 1 до 7 и соответствующие слои оболочек называют K, L, M, N, O, P, Q. Соответственно, наибольшей энергией связи с ядром обладают ближайшие к нему электроны, а химические свойства элементов определяются количеством слабо связанных электронов в наружных слоях в атомах.

Расчёты для определения волновых функций, характеризующих вероятность нахождения электронов в определённых орбиталях, выполняются с использованием уравнений Шредингера. Даже в простейшем атоме гелия расчёты могут быть выполнены приближённо. При этом считается, что каждый электрон ведёт себя так, как будто он один в атоме. Для более сложных атомов, где требуется обязательный учёт экранировки ядра электронами внутренних орбиталей, возможности расчёта ограничены не только их громоздкостью, но, главное, отсутствием теории описания пространственного расположения этих орбиталей и неопределённостью нахождения электронов в них в каждый момент времени. В соответствии с решением уравнения Шредингера электрон характеризуется одной функцией состояния в атоме водорода, а в более сложных атомах при n = 2 возможны 4 состояния, при n = 3 возможны 9 состояний, то есть 9 различных орбиталей.

Чем отличаются друг от друга n2 состояний с одним и тем же квантовым числом n?. Физика объясняет отличие расположением орбит в пространстве и описывает его введением неких квантовых чисел. «Состояния с одним и тем же значением энергии En могут отличаться величиной вращательного импульса электрона, а также значением проекции вращательного импульса на какое-либо выбранное нами направление. В результате решения уравнения Шредингера для атома водорода вращательный импульс электрона определяется дискретным рядом значений, характеризующихся квантовым числом L:

L = [ l • ( l + 1) ]1/2 • h / 2π,

где l может принимать любое целое значение от 0 до n -1, если электрон находится на n уровне. Состояния со значениями l = 0, 1, 2, 3,...обозначаются соответственно буквами s, p, d, f,... Число впереди буквы используют для указания главного квантового числа (n - последовательный номер слоя орбит от ядра). Например, 3р состояние - это состояние с n = 3, и l = 1» [32].

Возможность существования слоя из нескольких орбиталей при одном квантовом числе n в квантовой модели атома объясняется существованием орбиталей с небольшим эксцентриситетом эллипса. Введённое Зоммерфельдом для описания эллиптических орбиталей орбитальное квантовое число L постулирует существование орбит, отличных от круговых. При этом квантовое число n обозначает группу орбиталей, состоящих из одной круговой и нескольких эллиптических, на которых изменение кинетического момента незначительно. Далее, для того, чтобы учесть расхождение («расщепление») эллиптических орбиталей в магнитном поле, учёные ввели ещё одно квантовое число - магнитное - m. Оно показывает, что по отношению к избранному направлению z (перпендикулярно орбитали) вращательный импульс L→ может быть ориентирован лишь таким способом, чтобы Lz = m •h/2π, где m - целое число, которое может принять значения -l, 0 и +l. С появлением этого числа атом стал рассматриваться уже в трёх измерениях, когда могут варьироваться и формы орбиталей и их наклон по отношению к первым орбиталям.

Уравнения Шредингера позволяют определить возможные уровни энергии в атоме, которых должно быть n2 для каждого числа n, но какие уровни занимаются электронами в реальном атоме, уравнение не отвечает. Подсказку даёт анализ заполнения орбит атомов в соответствии с таблицей Менделеева. Первые значения n2 1, 4 и 9, а полное число электронов в атомах, завершающих три первых ряда 2, 8, и 18, то есть 2n2. Следовательно, энергетические уровни могут быть заняты каждый не более, чем двумя электронами. Это общий закон Природы, названный принципом Паули. Для его объяснения потребовалось введение ещё одного квантового числа s для обозначения спина электрона. Спин - это характеристика собственного вращения электрона. Выше мы выяснили (см. 3.2), что заряд - это векторная сумма двух осей однонаправленного вращения электрона, а третья ось вращения, которую и назвали спин, может также иметь два направления: по часовой и против часовой стрелки. Поэтому спиновое квантовое число s может принимать два значения +1/2 h и -1/2 h.

Если квантовое число l = 0, то это свидетельствует, что у электрона нет вращательного импульса в направлении оси z. Это трактуется в физике как «сферическая симметрия электронного облака». Уравнения Шредингера определяют «вероятность электронной плотности». В соответствии с этим «в состоянии 1s имеется один максимум электронной плотности, а в состоянии 2s имеется два максимума плотности, хотя с большей вероятностью электрон находится внутри второго максимума. В состоянии 3s оказывается 3 максимума плотности, из которых наиболее «посещаемым» является дальний» [32]. Итак, с возрастанием номера слоя n область вероятного нахождения электрона - «электронное облако» расплывается (как показано далее, это противоречит экспериментальным данным).

Рассмотренные принципы позволяют «разместить» электроны атомов в соответствии с квантовыми числами, то есть по уровням энергии и значениям вращательных импульсов. «Рассмотрим, например, атом натрия, который имеет 11 электронов. В соответствии с принципом наименьшего действия сначала электроны занимают наинизший уровень энергии с n = 1, затем второй с n = 2, далее третий с n = 3. Уровень с n = 1 имеет одну s-орбиталь; по принципу Паули, на s-подуровне может находиться два электрона с противоположно направленными спинами. Уровень с n = 2 имеет s- и p-орбитали, или четыре подуровня, на которых согласно принципу Паули, может расположиться 8 электронов. Заполнение второго уровня запишется 2s22px22py22pz2, или более сокращённо 2s22p6. Уровень с n = 3 включает s-, p- и d-орбитали, то есть девять подуровней, на которых может находиться 18 электронов (преимущественное расположение электронов парами с разными спинами постулировано Паули, но почему это так объяснимо только в среде ДУХ, см 4.5.4 ). В атоме натрия только 11 электронов, из которых 10 размещаются на двух первых подуровнях. Следовательно, на третьем уровне находится один электрон на подуровне s. Соединяя вместе уровни, получим запись энергетического состояния атома натрия: 1s22s22p63s1» [55].

В таблице 4.4 в сокращённой форме представлены электронные конфигурации атомов периодической системы Д.И. Менделеева

Таблица 4.4. Порядок заполнения и строение электронных оболочек атомов

 

n,

слои

Оболочки

Элементы со слоями: K, K+L, K+L+M .......и заполнение оболочек    

Всего

электронов

s

p

d

f

1 - K

1,2

 

 

 

H, He - s

1-2

2 - L

1,2

1 - 6

 

 

Li, Be - s;

B,C,N,O,F,Ne - p

3-10

3 - M

1, 2

1 - 6

 

 

Na, Mg, - s;

Al, Si, P, S, Cl, Ar - p

11-18

4 - N

1, 2

1 - 6

1 - 10

 

K,Ca - s;

Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn - d;

Ga, Ge, As, Se, Br, Kr-p

19-36

5 - O

1, 2

6

10

 

Rb, Sr, - s

Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd - d;  

In, Sn, Sb, Te, I, Xe - p

37-54

6 - P

2

6

10

1 - 14

Сs, Ba - s;
La - d;
Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu - f;
Hf, Ta,W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg - d,
Tl, Pb, Bi, Po, At, Rn - p

55-86

7 - Q

2

 

2

1 - 14

Fr, Ra - s, Ac - d;
Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es,
Fm, Md, No, Lw, Rf - f

87-104

Электронная конфигурация атомов, показывающая распределение энергии электронов по уровням, не даёт полного представления о состоянии атома и его химических свойствах. Например, электронная конфигурация атома висмута имеет вид:

1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25h65d106s26p3.

Какими свойствами обладает такой атом? Очевидно, только общее правило: все внутренние орбитали в каждом следующем атоме таблицы Менделеева сохраняются от предыдущего, затем заполняется «круговая» орбиталь s2, а затем возможны варианты, когда заполняются сначала р6 или d10, или f14. Чёткие теоретические правила отсутствуют и для описания атомов используются экспериментальные спектральные данные.

Рассмотрим состояние первых орбиталей атомов.

У атома водорода один электрон; у гелия 2 электрона и они могут занять единственный 1s -уровень.
Третий электрон лития должен занять уже следующий уровень 2s. У атома бериллия четыре электрона займут уровни 1s и 2s. Пятый электрон атома бора займёт уровень . На этом уровне имеется 6 мест для электронов, и они будут заполняться до неона, у которого два 1s электрона, два 2s- электрона и шесть электронов. Оказывается, что уже на этом уровне в физических представлениях возникают неопределённости. «Так, электронная конфигурация атома углерода 1s22s22p2 не даёт каких-либо указаний относительно направления электронных спинов в состоянии . Они могут быть ориентированы параллельно или антипараллельно. Если отдельные состояния изображать в виде линий с определённым значением магнитного квантового числа m, то возможны девять вариантов конфигурации атома углерода. Стационарному состоянию атома углерода отвечает только конфигурация с параллельными спинами. Аналогично в атоме азота в стационарном состоянии спины трёх электронов на подуровне параллельны. У других атомов, имеющих кроме s- и p- подуровней, подуровни d и f с различным числом электронов, их размещение становится ещё более сложным и не ясным. На основании принципа Паули невозможно выявить наинизшие энергетические состояния атомов» [55]

В группе от натрия до аргона заполняется сначала оболочка 3s - два электрона, а затем , последовательно от 1 до 6 электронов. У аргона - 18-го элемента, замыкающего ряд, заполнены оболочки 1s, 2s, 2р, 3s, и 3р. Можно было бы предполагать, что в атомах элементов, следующих за 18-м элементом аргоном, будет последовательно заполняться оболочка 3d. В действительности у следующего 19-ого элемента калия при незаполненной оболочке 3d появляется один электрон 4s, а у следующего 20-го кальция - два электрона 4s. Но 21-й элемент скандий как бы «вспоминает» про оболочку 3d, и начинает застраиваться именно эта оболочка, у него 1 электрон 3d. Дальнейшее заполнение орбиталей от 22-го титана 30-го цинка, элементов, называемых «переходными» показано в табл. 4.5.

Таблица 4.5. Количество электронов при заполнении орбиталей «переходных» элементов

Оболочки

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

K

2s

2s

2 s

2 s

2 s

2 s

2 s

2 s

2 s

L

8

2s6p

8

2s6p

8

2s6p

8

2s6p

8

2s6p

8

2s6p

8

2s6p

8

2s6p

8

2s6p

M

10

2s6p2d

11

2s6p3d

13

2s6p5d

13

2s6p5d

14 2s6p6d

15

2s6p7d

16 2s6p8d

18 2s6p10d

18

2s6p10d

N

2s

2s

1s

2s

2s

2 s

2 s

1s

2s

Формула

3d24s2

3d34s2

3d54s1

3d54s2

3d64s2

3d74s2

3d84s2

3d104s1

3d104s2

Особенность этой группы элементов состоит в том, что при постепенном добавлении электронов образовались три структуры, обеспечивающие ферромагнитные свойства: Fe, Co, Ni. Чётко выраженных отличий в структуре этих элементов нет, и физика объясняет это природное явление расплывчато: «Особенность заполнения оболочки 3d состоит в том, что при увеличении номеров оболочек растёт число подоболочек, и наступает момент, когда внешние подоболочки одной электронной оболочки начинают перекрывать внутренние подоболочки другой. В частности, у переходных элементов подоболочка 3d перекрывает подоболочку 4s и заполняется 4s раньше, чем 3d».[55]

В рассмотренных примерах заполнения орбиталей «переходных» элементов физика, практически, констатирует появление электрона на той или иной оболочке, исходя из химических свойств элементов. Физика не может объяснить, почему появление всего одного электрона на какой-то внутренней орбитали меняет химические свойства элемента. Почему только три элемента из этой группы Fe, Ni и Со оказались ферромагнетиками, способными намагничиваться и сохранять это свойство? Ещё сложнее объяснить порядок заполнения орбиталей в шестой и седьмой группах элементов с лантаноидами и актинидами.

Представленное физико-математическое объяснение расположения электронов в атоме следует рассматривать как постулаты и подгонку под описание реальных спектров атомов. Физика не способна объяснить, почему электроны должны располагаться в атомах в орбиталях, почему эти орбитали должны быть именно такими и в такой последовательности заполняться, почему такими должны быть квантовые числа и почему их должно быть именно столько, почему из приемлемых по принципу Паули сочетаний спинов электронов выбирается какое-то одно, и десятки иных «почему».

Физика не объясняет природные закономерности формирования атомов.


Предлагаем вашему вниманию журналы, издающиеся в издательстве «Академия Естествознания»
(Высокий импакт-фактор РИНЦ, тематика журналов охватывает все научные направления)

«Фундаментальные исследования» список ВАК ИФ РИНЦ = 1.252