Чтение онлайн

Рис. 221

Рис. 222 [XII] [XIII] [XIV]. Три p-орбитали (py– орбиталь (ориентирована вдоль координатной оси y), px– орбиталь (посередине), pz– орбиталь (справа))

Рис. 223 [XV]. Совмещение орбиталей 3d-подоболочки

При совмещении орбиталей, видно, что выполняется условие расположения электронов наиболее далеко друг от друга, но без изменения среднего расстояния от ядра, т. е. такое расположение электронов — энергетически выгодно.

Подоболочки, однако, не равнозначны друг другу (по энергии): Упрощая, можно сказать, что электроны, при заполнении оболочки, в последовательности s – p, и далее, p – d и d – f — располагаются всё более тесно друг к другу, как можно видеть уже из рис. 215. Это приводит к энергетической неравнозначности электронов на этих подоболочках: в направлении подоболочки (= подуровня) f — растёт энергия электронов, а энергетическая выгода т. о. падает. При этом, число электронов на подоболочках — соответствует разнице между площадями соседних сфер = оболочек (число электронов: 8 – 2 = 6 (p), 18 – 8 = 10 (d), 32 – 18 = 14 (f), и т. д.).

Более высокую энергию электронов на p (а также на d и f) подоболочках (из-за большей тесноты расположения) — можно представить также как эквивалентную дополнительному движению электрона, по сравнению с покоем относительно ядра, т. е. в виде орбитального момента, или импульса электрона. (Это не означает, что электрон движется по орбитали, но дополнительное движение (дополнительная, по отношению к энергии покоя, энергия электрона) определяет геометрию образуемой им орбитали (p или d, и т. д.)). Орбитальный момент отсутствует у электронов s-подоболочек, и равен единице для электронов p-подоболочки, двум единицам для d, и т. д. (т. е. квантуется). Это — третье (после n и спина) квантовое число электрона в атоме (выясненное на неклассическом этапе).

Если орбитальный момент разложить по проекциям на оси координат (x, y и z) — получим ориентацию орбиталей, относительно друг друга, отражающую стремление электронов располагаться как можно дальше друг от друга (а орбиталей, как сферических гармоник — занимать промежутки между собой, для образования сферически симметричного целого), см. рис. 222. То же самое — и для d-подуровня (рис. 223), и т. д. (Проекция орбитального момента — это четвёртое (последнее) квантовое число, характеризующее состояние электрона в атоме).

Волновая суть p- и d-орбиталей (которые были показаны, в частности, на рис. 217) — тоже может быть понята по аналогии со стоячими волнами на мембране (барабане), см. рис. 224–226. Из рис. легко понять, что орбитали в виде «гантелей», и другие причудливые формы — действительно могут представлять реальную геометрическую форму стоячей волны, которую образует электрон в атоме. Эквивалентом этого, является и традиционная интерпретация, что форма электронной орбитали — отражает распределение плотности вероятности обнаружения электрона (как частицы), в пространстве.

Рис. 224 [XVI]. Колебание мембраны, соответствующее орбитали 2p (показаны положения мембраны в моменты времени t1, 5 (вверху), t2, 4 (посередине), t3 (внизу))

Рис. 225 [XVII]. Колебание мембраны, соответствующее орбитали 3p (показаны положения мембраны в моменты времени t1, 5 (вверху), t2, 4 (посередине), t3 (внизу))

Рис. 226 [XVIII]. Колебание мембраны, соответствующее орбитали 3d (показаны положения мембраны в моменты времени t1, 5 (вверху), t2, 4 (посередине), t3 (внизу))

Далее: Переходя к рассмотрению химических свойств (или связей) атомов, сталкиваемся с образованием следующего, более высокого уровня вещества, — молекул:

Молекулы — объекты, образующиеся благодаря особым электромагнитным взаимодействиям между атомами, — т. н. сильным химическим связям. (Существуют, помимо сильных, и слабые химические связи, — межмолекулярные, важные для понимания ещё более высоких уровней вещества, о которых — чуть позже).

Только сильные химические связи приводят к образованию молекул = сильных систем (= ведущих себя как единое целое, более чем как совокупность атомов).

Сильные химические связи традиционно подразделяют на ковалентные (полярные и неполярные), ионные и металлические, хотя все эти типы связей (как и слабые химические связи (Ван-дер-Ваальса, водородные, т. п.)) — разные крайние проявления одних и тех же закономерностей, лежащих в основе химической связи.

Химические взаимодействия атомов (а все химические взаимодействия — производны от электромагнитного взаимодействия), заключаются в смещении т. н. электронной плотности (в некоторой аналогии со смещением кварковой плотности), внешнего(-их) электрона(-ов), от ядра одного атома к другому, или в середину расстояния между ядрами (атомами), что оказывается энергетически выгодно.

В типичном случае, из двух электронных орбиталей, принадлежащих разным атомам — формируется единая, т. н. молекулярная орбиталь, электронная плотность которой — принадлежит одновременно двум ядрам, т. е. связывает последние.

Геометрическая форма молекулярной орбитали, и энергия связи, обусловленная ей — могут быть рассчитаны при помощи уравнения Шрёдингера, применённого для случая многоцентровой связи (т. е. связи электрона не с одним ядром, а с двумя и более, что имеет место в молекуле). Электрон молекулярной орбитали образует т. о. стоячую волну, электронная плотность которой рассредоточена между двумя или более ядрами. Некоторые примеры таких орбиталей (и = химических связей) — см. на рис. 227.

< image l:href="#"/>

Рис. 227 [XIX]. Исходные атомные орбитали (1s и 2p), и образуемые из них, молекулярные орбитали

Электронная плотность связующих (наружных) электронов в молекуле, как было упомянуто выше — может разделяться между ядрами (атомами) неравномерно: она смещается в сторону т. н. более электроотрицательного атома молекулы. Электроотрицательность, определяемая как стремление атома принять дополнительный электрон, или не отдавать уже имеющийся — наиболее высока у атомов галогенов и благородных газов, и является наименьшей — у щелочных металлов, см. рис. 228.