Фейнмановские лекции по физике. 9. Квантовая механика II

Значит, в атоме лития два элект­рона будут в 1s– состояниях, а один — в 2s– состоянии. Поскольку электрон в 2s– состоянии обладает более высокой энергией, чем электрон в 1s-состоянии, то его сравнительно легко удалить. Ионизационная энергия лития всего 5,4 эв, и он весьма активен химически.

Так постепенно перед вами развертывается вся картина; в табл. 17.2 мы привели список первых 36 элементов, отметив состояния, занимаемые электронами в основном состоянии каж­дого атома. Таблица дает энергию ионизации для наиболее слабо связанного электрона и количество электронов, занимающих каждую «оболочку», т. е. состояние с одним и тем же п.

Таблица 17.2 · ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ ПЕРВЫХ

36 ЭЛЕМЕНТОВ (число электронов в разных состояниях)

Поскольку разные l– состояния обладают разными энергиями, то каждое значение l отвечает некоторой подоболочке из 2(2l+1) возможных состояний (с различными m и различными направле­ниями спина). У всех у них энергия одинакова с точностью до некоторых слабых эффектов, которыми мы пренебрежем.

Бериллий похож на литий, только у него в 2s– состоянии на­ходятся два электрона, а в заполненной 1s-оболочке тоже два.

От В до Ne

У бора 5 электронов. Пятый должен уйти в 2p– состояние. Всего бывает 2x3 = 6 разных 2p– состояний, поэтому можно продолжать добавлять по электрону, пока не дойдем до 8. Так мы доберемся до неона. Добавляя эти электроны, мы уве­личиваем также Z, поэтому все электронное распределение все теснее и теснее стягивается к ядру и энергия 2p– состояний все снижается и снижается, К тому времени, когда мы достигнем неона, энергия ионизации возрастет до 21,6 эв. Неон легко своего электрона не отдает. У него к тому же больше нет пустых мест на орбите, которые можно заполнить, так что и чужие электроны ему не нужны. Стало быть, неон химически инертен. У фтора есть пустое место, попав на которое, электрон может оказаться в состоянии с низкой энергией, поэтому в химиче­ских реакциях фтор очень активен.

От Na до Ar

В натрии одиннадцатый электрон вынужден начать новую оболочку, переходя в 3s– состояние. Уровень энергии этого состояния намного выше; энергия ионизации резко спадает; натрий химически очень активен. От натрия до аргона s- и p– состояния с n=3 заполняются в той же последовательности, как от лития до неона. Угловые конфигурации электронов во внешней незаполненной оболочке идут в той же последователь­ности, и прогрессирующий рост энергии ионизации тоже весьма схож с тем, что было раньше. Вы теперь понимаете, почему хи­мические свойства с ростом атомного числа повторяются. Хи­мическое действие магния очень похоже на бериллий, кремния — на углерод, хлора — на фтор. Аргон, подобно неону, инертен. Быть может, вы уже обратили внимание на то, что в последо­вательности энергий ионизации от лития до неона есть неболь­шая особенность, и такая же особенность наблюдается между натрием и аргоном. Последний электрон прикреплен к атому кислорода чуть слабее, чем можно было ожидать. Тем же са­мым отличается сера. Отчего бы это? Это можно понять, если чуть внимательнее вдуматься в эффекты взаимодействия между электронами. Подумаем о том, что бывает, когда мы помещаем в атом бора первый 2p– электрон. Он имеет шесть возможностей — три возможных р– состояния, в каждом по два спина.

Представим, что электрон со спином вверх попадает в состоя­ние с m=0, которое мы также будем называть «z»-состоянием, потому что оно облегает ось z. Ну, а что произойдет в углероде? Теперь уже 2p– электронов два. Если один из них попал в «z»-состояние, то куда попадет второй? Ниже всего его энергия будет тогда, когда он расположится подальше от первого элект­рона. Этого можно достичь, попав, скажем, в «x»-состояние 2p– оболочки. (Это состояние, как вы помните,— просто линей­ная комбинация состояний с m= +1и с m=-1.) Дальше, когда мы перейдем к азоту, то у тройки 2p– электронов наимень­шая энергия взаимного отталкивания будет тогда, когда один из них попадет в «x»-конфигурацию, другой — в «у», третий — в «z». Весь этот хоровод, однако, для кислорода не проходит. Четвертому электрону уже ничего не остается, как попасть в одно из заполненных состояний, держа при этом спин вниз. Тот элект­рон, который уже находится в этом состоянии, начнет его силь­но отталкивать, так что его энергия не будет такой низкой, ка­кой она была бы в противном случае, поэтому его легче будет удалить. Этим и объясняется разрыв в последовательности энер­гий связи, который появляется между азотом и кислородом, и между фосфором и серой.

От К до Zn

Можно было бы подумать, что за аргоном новые электроны начнут заполнять состояние 3d. Но нет! Как мы уже говорили (и иллюстрировали фиг. 17.7), состояния с высшими моментами сдвинуты по энергии вверх. К моменту, когда мы подошли к 3d– состояниям, они по энергии оказываются задвинутыми нем­ножко выше энергии 4s– состояния. Поэтому в калии последний электрон попадет в 4s– состояние. После этого в кальции оболочка заполнится (двумя электронами), а Зd– состояния начнут запол­няться у скандия, титана и ванадия.

Энергии 3р- и 4s– состояний так близки друг к другу, что ма­лозаметные эффекты легко сдвигают равновесие в ту или иную сторону. К моменту, когда придет время поместить в Зd– состояния четыре электрона, их отталкивание так подымет энергию 4s– состояния, что она станет чуть выше энергии Зd– состояния, поэтому один электрон из s уходит в d. И для хрома не полу­чается ожидавшаяся комбинация 4, 2, а вместо этого выступает комбинация 5, 1. Новый электрон, добавляемый, чтобы полу­чить марганец, опять заполняет оболочку 4s и затем одно за другим идет заполнение Зd– оболочки, пока мы не доберемся до меди.

Но так как самая внешняя оболочка марганца, железа, ко­бальта и никеля имеет одну и ту же конфигурацию, то все они обладают близкими химическими свойствами. (Этот эффект еще сильнее выражен у редкоземельных элементов. У них внешняя оболочка одинакова, а заполняется постепенно внутренняя ячейка, что меньше сказывается на их химических свойствах.) То же и в меди. В ней тоже построение Зd– оболочки завер­шается грабежом: из 4s– оболочки уводится один электрон. Энергия комбинации 10, 1, однако, настолько близка у меди к энергии комбинации 9, 2, что равновесие может сместиться уже оттого, что поблизости стоит другой атом. По этой причине два последних электрона меди примерно равноценны, и валент­ность меди равна то 1, то 2. (Временами она проявляет себя так, как если бы ее электроны были в комбинации 9, 2.) Похо­жие вещи случаются и в других местах таблицы; они-то и от­ветственны за то, что другие металлы, такие, как железо, со­единяются химически то с той, то с другой валентностью. Нако­нец, у цинка обе оболочки 3d и 4s заполняются раз и навсегда.

От Ga до Kr

От галлия до криптона последовательность опять продол­жается нормально, заполняя 4p– оболочку. Внешние оболочки, энергии и химические свойства повторяют картину изменений на участке от бора до неона и от алюминия до аргона.

Криптон, как и аргон или неон, известен как «благородный» газ. Все эти три «благородных» газа химически «инертны». Это означает только то, что после того, как они заполнили обо­лочки со сравнительно низкими энергиями, редки будут случаи, когда им станет энергетически выгодно соединиться в простые сочетания с другими элементами. Но для «благородства» недо­статочно просто обладать заполненной оболочкой. У бериллия, например, или у магния заполнены s-оболочки, но энергия этих оболочек чересчур высока, чтобы можно было говорить об устойчивости. Точно так же можно было бы ожидать появления другого «благородного» элемента где-то возле никеля, если бы энергия у 3d– оболочки была бы чуть пониже (или у 4s– оболочки повыше). С другой стороны, криптон не вполне инертен; он об­разует с хлором слабо связанное соединение.

Поскольку в рассмотренной нами части таблицы уже про­явились все основные черты периодической системы, мы обры­ваем наше изложение на элементе № 36 (их остается еще штук 70, а то и больше!).

Мы хотим отметить еще один момент: мы в состоянии понять в какой-то степени не только валентности, но можем кое-что сказать и о направлениях химических связей. Возьмем такой атом, как кислород. В нем четыре 2р– электрона. Первые три попадают в состояния «x», «у» и «z», а четвертый вынужден заполнить одно из них, оставив два других — скажем, «x» и «у» — вакантными. Посмотрите теперь, что происходит в Н₂O. Каждый из двух водородов желает разделить свой электрон с кислородом, помогая кислороду заполнить оболочку. Эти элек­троны будут стремиться попасть на вакансии в состояниях «x» и «y». Поэтому два водорода в молекуле воды обязаны располо­житься под прямым углом друг к другу, если смотреть из центра атома кислорода. На самом деле угол равен 105°. Можно даже понять, почему угол больше 90°. Обобществив свои электроны с кислородом, водороды остаются в конце концов с избытком положительного заряда. Электрическое отталкивание «растя­гивает» волновые функции и разводит угол до 105°. Так же об­стоит дело и у H₂S. Но атом серы крупнее, атомы водорода ока­зываются дальше друг от друга, и угол расходится только до 93°. А селен еще крупнее, поэтому в H₂Se угол уже совсем бли­зок к 90°.

Аналогичные рассуждения позволяют разобраться в гео­метрии аммиака H₃N. В азоте есть место еще для трех 2р– электронов, по одному на каждое состояние типа «x», «у» и «z». Три водорода будут вынуждены подсоединиться под прямыми углами друг к другу. Углы снова окажутся чуть больше 90°, опять-таки из-за электрического отталкивания, но по крайней мере теперь ясно, отчего молекула H₃N не плоская. Углы в фосфине Н₃Р уже ближе к 90°, а в H₃As еще ближе. Мы не зря предположили, что NH₃ не плоский, когда говорили о нем как о системе с двумя состояниями. Именно из-за этой объемности аммиака и возможен аммиачный мазер. Вы видите, что сама форма молекулы аммиака тоже следует из квантовой механики. Уравнение Шредингера явилось одним из величайших триумфов физики. Снабдив нас ключом к механизму, лежащему в основе строения атома, оно объяснило атомные спектры и всю химию, благодаря чему стала понятна физическая природа материи.