Глава 3. Резюме (Summary)¶
3.1 Электромагнитная энергия¶
Свет и другие формы электромагнитного излучения распространяются в вакууме с постоянной скоростью \(c = 2{,}998 \times 10^{8}\ \text{м}/\text{с}\). Это излучение обладает волновыми свойствами, которые характеризуются частотой \(\nu\) и длиной волны \(\lambda\), связанными соотношением \(c = \lambda\nu\). Свет — пример бегущей волны. К другим важным волновым явлениям относятся стоячие волны, периодические колебания и вибрации. Стоячие волны обнаруживают квантование, поскольку их длины волн ограничены дискретными целочисленными кратными некоторых характерных длин. Электромагнитное излучение, проходящее через две близко расположенные узкие щели с размерами, сопоставимыми с длиной волны, даёт интерференционную картину — результат конструктивной и деструктивной интерференции волн. Электромагнитное излучение также проявляет свойства частиц — фотонов. Энергия фотона связана с частотой (или длиной волны) излучения соотношением \(E = h\nu\) (или \(E = hc/\lambda\)), где \(h\) — постоянная Планка. То, что свет проявляет как волновое, так и корпускулярное поведение, известно как корпускулярно-волновой дуализм. Все формы электромагнитного излучения обладают этими свойствами, хотя различные его формы — рентгеновское излучение, видимый свет, микроволны и радиоволны — по-разному взаимодействуют с веществом и имеют существенно различные практические применения. Электромагнитное излучение можно получить, переведя вещество в состояние с большей энергией, например при нагревании. Испускаемый свет может быть либо непрерывным (для тепловых источников вроде Солнца), либо дискретным (для определённых типов возбуждённых атомов). Непрерывные спектры часто имеют распределения, которые могут быть приближены излучением чёрного тела при некоторой подходящей температуре. Линейчатый спектр водорода получают, пропуская свет от электризованной трубки с газообразным водородом через призму. Этот линейчатый спектр оказался настолько простым, что из него удалось вывести эмпирическую формулу — формулу Ридберга. Три исторически важных парадокса конца XIX — начала XX века, которые не удавалось объяснить в рамках классической механики и классического электромагнетизма, — это проблема чёрного тела, фотоэффект и дискретные спектры атомов. Разрешение этих парадоксов в конечном итоге привело к появлению квантовых теорий, заменивших классические.
3.2 Модель Бора¶
Бор включил идеи квантования Планка и Эйнштейна в модель атома водорода, разрешившую парадокс устойчивости атома и существования дискретных спектров. Модель атома водорода Бора объясняет связь между квантованием фотонов и квантованным излучением атомов. Бор описал атом водорода как электрон, движущийся по круговой орбите вокруг ядра. Он постулировал, что электрон ограничен определёнными орбитами, характеризуемыми дискретными значениями энергии. Переходы между этими разрешёнными орбитами сопровождаются поглощением или испусканием фотонов. Когда электрон переходит с орбиты с большей энергией на более устойчивую, энергия испускается в виде фотона. Чтобы перевести электрон с устойчивой орбиты в более возбуждённое состояние, должен быть поглощён фотон соответствующей энергии. С помощью модели Бора можно рассчитать энергию электрона и радиус его орбиты в любой одноэлектронной системе.
3.3 Развитие квантовой теории¶
Макроскопические объекты ведут себя как частицы. Микроскопические объекты (например, электроны) обладают свойствами как частицы, так и волны. Их точные траектории не могут быть определены. Квантово-механическая модель атомов описывает трёхмерное положение электрона вероятностным образом с помощью математической функции — волновой функции, часто обозначаемой \(\psi\). Атомные волновые функции называют также орбиталями. Квадрат модуля волновой функции описывает распределение вероятности обнаружить электрон в той или иной области пространства. Таким образом, атомные орбитали описывают области в атоме, где наиболее вероятно нахождение электронов.
Атомная орбиталь характеризуется тремя квантовыми числами. Главное квантовое число \(n\) может быть любым положительным целым числом. Область значений энергии орбитали и среднее расстояние электрона от ядра связаны с \(n\). Орбитали с одним и тем же значением \(n\) относятся к одной оболочке. Орбитальное (азимутальное) квантовое число \(\ell\) может принимать любое целое значение от \(0\) до \(n-1\). Это квантовое число описывает форму или тип орбитали. Орбитали с одним главным квантовым числом и одним и тем же значением \(\ell\) принадлежат к одной подоболочке. Магнитное квантовое число \(m_\ell\) принимает \(2\ell + 1\) значений от \(-\ell\) до \(+\ell\) и описывает ориентацию орбитали в пространстве. Кроме того, каждый электрон обладает спиновым квантовым числом \(m_s\), которое может равняться \(+\tfrac{1}{2}\) или \(-\tfrac{1}{2}\). Никакие два электрона в одном атоме не могут иметь одинаковый набор всех четырёх квантовых чисел.
3.4 Электронное строение атомов (электронные конфигурации)¶
Относительные энергии подоболочек определяют порядок заполнения атомных орбиталей (\(1s\), \(2s\), \(2p\), \(3s\), \(3p\), \(4s\), \(3d\), \(4p\) и так далее). Электронные конфигурации и диаграммы орбиталей определяются применением принципа запрета Паули (никакие два электрона не могут иметь одинаковый набор четырёх квантовых чисел) и правила Хунда (по возможности электроны сохраняют неспаренные спины в вырожденных орбиталях).
Электроны на внешних орбиталях, называемые валентными электронами, отвечают за большую часть химического поведения элементов. В периодической таблице элементы с аналогичными конфигурациями валентных электронов, как правило, оказываются в одной группе. Имеются некоторые исключения из предсказанного порядка заполнения, особенно когда могут быть образованы наполовину или полностью заполненные орбитали. Периодическая таблица может быть разделена на три категории по типу орбитали, на которой размещается последний добавленный электрон: элементы главных групп (\(s\)- и \(p\)-орбитали), переходные элементы (\(d\)-орбитали) и внутренние переходные элементы (\(f\)-орбитали).
3.5 Периодическое изменение свойств элементов¶
Электронные конфигурации позволяют понять многие периодические закономерности. Ковалентный радиус увеличивается при движении вниз по группе, поскольку увеличивается главное квантовое число \(n\) (размер орбитали). Ковалентный радиус, как правило, уменьшается при движении слева направо по периоду, поскольку возрастает эффективный заряд ядра, действующий на электроны, и электроны притягиваются ближе к ядру. Радиусы анионов больше, а катионов — меньше, чем у исходного атома, поскольку при сохранении заряда ядра меняется число валентных электронов. Энергия ионизации (энергия, связанная с образованием катиона) уменьшается вниз по группе и, как правило, увеличивается по периоду, потому что легче удалить электрон с более крупной орбитали с большей энергией. Сродство к электрону (энергия, связанная с образованием аниона) становится более выгодным (экзотермическим), когда электроны размещаются на орбиталях с меньшей энергией, ближе к ядру. Поэтому сродство к электрону становится всё более отрицательным при движении слева направо по периодической таблице и уменьшается при движении вниз по группе. Как для энергии ионизации, так и для сродства к электрону имеются исключения из общих закономерностей, связанные с полностью или наполовину заполненными подоболочками.
3.6 Периодическая таблица¶
Открытие периодического повторения сходных свойств у элементов привело к созданию периодической таблицы, в которой элементы расположены в порядке возрастания атомного номера в строках, называемых периодами, и в столбцах, называемых группами. Элементы одной и той же группы периодической таблицы обладают сходными химическими свойствами. Элементы можно классифицировать как металлы, металлоиды и неметаллы, а также как элементы главных групп, переходные металлы и внутренние переходные металлы. Группы нумеруются числами от \(1\) до \(18\) слева направо. Элементы 1-й группы называются щелочными металлами; элементы 2-й группы — щёлочноземельными металлами; элементы 15-й группы — пниктогенами; элементы 16-й группы — халькогенами; элементы 17-й группы — галогенами; элементы 18-й группы — благородными газами.
3.7 Ионные и молекулярные соединения¶
Металлы (особенно металлы 1-й и 2-й групп) стремятся отдать столько электронов, чтобы у них осталось столько же электронов, сколько у предшествующего благородного газа в периодической таблице. Так образуется положительно заряженный ион. Аналогично, неметаллы (особенно элементы 16-й и 17-й групп и, в меньшей степени, 15-й группы) могут принять столько электронов, чтобы у атомов оказалось столько же электронов, сколько у следующего за ними благородного газа в периодической таблице. Таким образом, неметаллы стремятся образовывать отрицательные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные — анионами. Ионы могут быть как одноатомными (содержащими только один атом), так и многоатомными (содержащими более одного атома). Соединения, содержащие ионы, называют ионными соединениями. Ионные соединения обычно образуются из металлов и неметаллов. Соединения, в которых ионов нет, а атомы прочно связаны в молекулы (незаряженные группы атомов, ведущие себя как единое целое), называют ковалентными соединениями. Ковалентные соединения обычно образуются из двух неметаллов.