Файл: Андреев, С. Н. Строение электронных оболочек атомов. Теория химической связи [пособие для студентов I курса].pdf

2. Электронная оболочка атома углерода слагается из шести электронов. Два из них находятся на орбите с главным кван­ товым числом, равным единице, и с азимутальным квантовым числом, равным нулю. Два электрона находятся на орбите с главным квантовым числом, равным двум, и с азимутальным квантовым числом, равным нулю. Два электрона этого атома заполняют орбиты, у которых главное квантовое число равно двум, и азимутальное квантовое число равно единице.

Вполне очевидно, что подобное изложение структуры элек­ тронных оболочек атомов является громоздким, особенно для атомов с большими порядковыми номерами. В связи с этим принято записывать электронные конфигурации атомов и ионов при помощи символов.

Как говорилось ранее, мы можем описать электронную ор­ биту'значениями ее главного и азимутального квантовых чисел, записав первое из них цифрой, второе — буквой латинского алфавита (s, р, d, f и т. д.). Так, орбиту с главным квантовым числом 4 и азимутальным числом 2 мы обозначаем символами как орбиту 4d\ орбиту с главным квантовым числом 5 и ази­ мутальным 3 мы записываем как 5/-орбиту.

Для указания числа электронов, заселяющих данную орби­ ту, пишут в правой верхней части ее символа число электронов, находящихся на ней: если на орбите 4d размещено 6 электро­

возможной краткую и удобную запись заполнения электрон­ ных оболочек атомов (запись «электронных конфигураций ато­ мов»).

Так, электронные конфигурации атомов Н и Не (см. табли­ цу) записываются I s 1 и Is 2 соответственно.

Электронные конфигурации атомов Li и Ne следует записать так: ls22s' и ls22s22p6.

Электронная конфигурация атома селена — ls22s22p63s23p6 3dI04s24p4 и т. д.

При написании электронной конфигурации ионов элементов необходимо записать электронную конфигурацию атома. После этого в случае анионов следует ввести в нее дополнительно соответствующее число электронов. Например, электронная кон­ фигурация атома серы (см. таблицу) — ls22s22p63s23p4. Анионы S2образуются присоединением к атому серы двух электронов. Следовательно, электронная конфигурация этого аниона будет ls22s22p63s23p6.

В случае катионов необходимо вычесть из внешнего элек­ тронного слоя атома соответствующее число электронов. Напри­ мер, электронная конфигурация атома кобальта ls22s22p63s23p6 M 7As2, электронная конфигурация катиона Со3+ — ls22s22p63s2 , 3p63d6.

31

§ 7. Д А Л Ь Н Е Й Ш Е Е у т о ч н е н и е п р е д с т а в л е н и и

ОБ А Т О М Н Ы Х ОРБ ИТАХ

Принцип неопределенности Гейзенберга

Теория строения электронных оболочек атомов, изложенная в предыдущих разделах, дает исчерпывающее объяснение хими­ ческим и физическим свойствам элементов. Вместе с тем в ней имеются и уязвимые места.

Эта теория строится па представлениях о движении электро­ нов в атомах по эллиптическим орбитам вокруг атомного ядра. В связи с этим возникает вполне естественный вопрос о том, в какой мере это движение может быть изучено опытным пу­ тем. Ведь до тех пор, пока не удается разработать эксперимен­ тальный метод, позволяющий определить скорость движения электрона па орбите, равно как и координаты электрона в дан­ ный момент времени (а только зная эти координаты, мы мо­ жем определить форму и размеры орбиты), наши представле­ ния о движении электрона па атомных орбитах будут носить бездоказа тел ы[ ый характер.

Рассмотрение этого вопроса следует начать с указания на то, что любое экспериментальное определение какой-либо вели­ чины всегда связано с погрешностью, вносящей некоторую не­ определенность в найденное значение этой величины. Сказан­ ное относится и к опытному определению таких величин, как скорость и координаты движущихся тел.

Как было показано Гейзенбергом (1927 г.), погрешности определения этих величин связаны между собой следующими закономерностями:

где Ащ, Av,j, Ха, — погрешности определения составляющих скорости, \х , Ау, \ z — погрешности («неопределенности») из­ мерения координат, т — масса движущегося тела, h — постоян­ ная Планка. Приведенные уравнения носят название «принципа неопределенности Гейзенберга».

Перейдем к более обстоятельному обсуждению этого прин­ ципа, для чего достаточно рассмотреть первое из неравенств (15). Прежде всего оно показывает, что произведение погрешностей определения скорости и координаты движущегося тела'зависит от массы последнего. Й случае макроскопических тел, имею­ щих большую массу, это произведение очень мало, т. е. движе­ ние таких тел может быть изучено очень точно. Напротив, ис­ следование движения таких частиц, как электроны, масса кото-

32

рых весьма мала (~ К И 27 г), связано с очень большими по­ грешностями.

Далее, величины ошибок Ac',v и Д.х неразрывно связаны меж­ ду собой:

т. е., снижая ошибку измерения одной из этих величин, мы не­ избежно увеличиваем ошибку определения другой величины.

В итоге мы приходим к заключению, что одновременное точ-

ное определение скорости п координат электрона н атоме не­ возможно. Принципиально невозможно создание прибора, по­ зволяющего наблюдать это движение и установить, действитель­ но ли оно протекает по орбитам, предсказываемым теорией Бора — Зоммерфельда.

Понятия «орбита» и «орбиталь»

Из сказанного следует, что понятие о траекториях движения электронов в атомах, которые мы называем атомными орбита­ ми, не может считаться удачным и должно быть заменено дру­ гими представлениями. Перейти к ним позволяет вероятностный подход к рассмотрению положения электрона в атоме.

Современное состояние квантовой механики дает возмож­ ность вычислить с достаточной надежностью вероятность на­ хождения электрона в любой точке атома. Рассматривая эти

Г Л А В А II.

ТЕОРИЯ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

§ 1. ИСТОРИЯ ВОПРОСА

Вопрос о том, какие силы обусловливают объединение ато­ мов в молекулы, является одной из важнейших проблем химии.

Первая научная теория химической связи была выдвинута Берцелиусом в начале прошлого столетия. В ее основу легли сведения, полученные при изучении электролиза растворов и сви­ детельствующие о том, что в растворах солей, кислот и основа­ ний атомы несут на себе электрические заряды. Эти факты позволили Берцелиусу высказать предположение о том, что об­ разование химических соединений обусловлено электростатиче­ ским притяжением разноименно заряженных ионов, причем ионы данного элемента дают строго определенные знаки и ве­ личины зарядов.

Указанная теория пользовалась вначале широкой популяр­ ностью, но к середине XIX в. был накоплен значительный экспериментальный материал, ставивший ее под сомнение: су­ ществование двухатомных молекул, сложенных из одинаковых атомов (молекулы Н2, 0 2, N2 и др.), открытие интергалогенных соединений и т. д.

Вплоть до XX в. попытки проникнуть в природу химической связи не возобновлялись; дальнейшее решение вопроса о хими­ ческом взаимодействии велось по линии изучения тех весовых соотношений, в которых элементы реагируют друг с другом. Исследования этого направления привели к созданию важней­ шего понятия об эквивалентах элементов как о некоторых их массах, являющихся носителями строго определенного «химиче­ ского сродства», причем было установлено, что в атомной массе элемента содержится строго определенное и притом целочис­ ленное количество эквивалентов. Это число получило название «валентности», и введением его в химию подчеркивалось то об­ стоятельство, что силы химического сродства атомов способны к насыщению. В дальнейшем одна валентность была отождест­ влена с одинарной химической связью (Купер, 1868 г.), которую атом может завязать, вступая в химическое соединение, и было

36

предложено обозначать ее в виде так называемого валентного штриха.

Создание понятия о валентности элементов в весьма боль­ шой степени способствовало развитию теории пространственного строения молекул, особенно молекул органических соединений. Однако вопрос о тех силах, которые ответственны за образова­ ние валентных связей между атомами, оставался невыясненным.

Перейти к рассмотрению этой важнейшей проблемы химии удалось лишь после того, как было установлено сложное строе­ ние атомов элементов и была создана теория строения их элек­ тронных оболочек. Решение этого вопроса было дано в 1916 г. Косселем и Льюисом в двух принципиально различных вариан­ тах.

Оба исследователя обратили внимание на то (см. гл. I, §6), что внешний электронный слой атомов элементов, завершающих периоды системы Д. И. Менделеева, либо слагается из двух s-электронов (гелий), либо имеет конфигурацию s2p6 (аргон, криптон, ксенон, радон); известно также, что эти элементы от­ личаются исключительной химической инертностью.

Сочетание этих двух факторов дает основание предполо­ жить, что электронные конфигурации s2 и s2p6 являются осо­ бенно прочными (энергетически выгодными) и атомы элементов стремятся построить свой внешний электронный слой аналогично инертным газам. Эта тенденция может быть реализована лишь путем перераспределения электронов взаимодействующих ато­ мов, результатом чего является образование между ними ва­ лентной связи.

Отправные положения обеих теорий одинаковы. Вместе с тем они расходятся между собой в исключительно важном во­ просе о механизме электронных процессов, протекающих при химическом взаимодействии элементов, завершающемся образо­ ванием валентных связей между атомами.

§ 2. ТЕОРИЯ КОССЕЛЯ

Автор этой теории исходил из того положения, что застрой­ ка внешнего электронного слоя атомов до конфигурации s2pe может быть осуществлена двумя способами: либо путем при­ соединения нескольких электронов, либо путем потери всех на­ ружных .электронов, причем обнажается предпоследний элек­ тронный слой, имеющий конфигурацию s2p6. Какой из этих путей будет реализован, определяется числом электронов, отдавае­ мых или присоединяемых атомом. Поясним это на двух при­ мерах.

Пример 1. Электронная конфигурация атома натрия (см. таблицу) имеет вид: ls22s22p63s1. Электронная оболочка этого атома может быть перестроена в оболочку инертного газа двумя способами:

37