Читать книгу Fascynująca chemia - Sylvia Feil - Страница 12

Obliczenie atomu wodoru w mechanice kwantowej jest jeszcze stosunkowo łatwe. W przypadku atomów z wieloma elektronami jest to skomplikowane, ponieważ elektrony nie tylko reagują na przyciągające pole jądra atomowego, lecz także wzajemnie na siebie oddziałują i odpychają się.

Często nie jest konieczne szczegółowe uwzględnienie oddziaływań elektronów. Wystarczy tylko wziąć pod uwagę w przybliżeniu ich osłaniające działanie na pole jądra atomowego. Należy więc postępować tak, jakby elektrony nie oddziaływały na siebie nawzajem i tak osłabić siłę przyciągania jądra atomowego, jak wynika to z obliczonego rozłożenia ładunków elektronów. W ten sposób można obserwować elektrony jako niezależne cząstki, które tworzą różne drgania, podobnie jak w atomie wodoru.

Można by więc przyjąć, że w najniższym energetycznie stanie (stanie podstawowym) atomu wszystkie fale elektronowe znajdują się po prostu w symetrycznym jak kula stanie podstawowym bez jakichkolwiek węzłów. Istnieje jednak prawo kwantowo-mechaniczne, które nie dopuszcza do takiej konfiguracji: jest to reguła Pauliego.

Reguła Pauliego określa, że w ramach naszego modelu atomu co najwyżej dwa elektrony mogą znajdować się w tym samym stanie, przy czym jednocześnie tzw. spiny tych elektronów muszą być zorientowane przeciwstawnie.

Nie istnieje bardziej obrazowe uzasadnienie reguły Pauliego. Jest ona zakorzeniona głęboko w matematycznych aspektach mechaniki kwantowej oraz w szczególnej teorii względności, więc musimy po prostu takie wyjaśnienie tutaj zaakceptować.

Przedstawienie najprostszych orbitali jako ciał otoczonych izopłaszczyznami, w których prawdopodobieństwo występowania elektronu wynosi 90%. Faza została oznaczona odcieniem koloru. Najczęściej używane orbitale 2p_x i 2p_y są interferencjami orbitali 2p₁ i 2p_–1 o wartości m = ±1, podczas gdy 2p_z jest równe 2p₀

Podobnie jest z pojęciem spinu elektronu. Można sobie pomocniczo wyobrażać spin jako moment pędu obracającej się cząstki, lecz nie jest to wystarczające, bo spin jest typowym zjawiskiem kwantowym. W związku z tym spin może przyjąć tylko dwie wartości w odniesieniu do dowolnej osi przestrzennej: +1/2 lub –1/2 (pomnożone przez ħ = h/(2π), przy czym h jest stałą Plancka). Często nazywa się je „spinem do góry” (up) lub „spinem do dołu” (down) i zapisuje kolejno jako ↑ lub ↓. Klasyczna, obracająca się cząstka nie jest w stanie naśladować takiego zachowania.

Potencjalne stany drgań – zwane również orbitalami – są wypełniane w stanie podstawowym atomu krok po kroku od dołu do góry przez dwa elektrony z przeciwstawnymi spinami. Przy tym orbitale w przybliżeniu wyglądają jak fale elektronowe w atomie wodoru i mogą zostać sklasyfikowane analogicznie za pomocą wyrażenia składającego się z trzech liczb całkowitych, zwanych n, l i m.

Główną liczbą jest główna liczba kwantowa n = 1, 2, 3 itd. Opisuje ona tzw. powłokę, do której należy orbital. Druga liczba, l, zwana poboczną liczbą kwantową, jest związana z wartością bezwzględną orbitalnego momentu pędu i opisuje podpowłokę. Może ona przyjmować n różnych wartości od 0 do n – 1. Ze względów historycznych zamiast l = 0, 1, 2, 3, … najczęściej używa się liter s, p, d, f itp. Trzecia liczba m jest magnetyczną liczbą kwantową. Może ona przyjmować 2 ⋅ l + 1 wartości od –l do +l i reprezentuje orientację przestrzenną orbitalnego momentu pędu.

Obie liczby kwantowe momentu pędu (l i m) łącznie określają zależny od kąta kształt orbitalu, podczas gdy numer powłoki n pojawia się przy węzłach fali w kierunku promienia. Łącznie na powłoce n mieszczą się 2 ⋅ n² elektrony, czyli 2 elektrony na pierwszej powłoce, 8 na drugiej, 18 na trzeciej itd. Im większą wartość mają n i l, tym większy jest średni odstęp od jądra atomu, przy czym największe znane atomy mają maksymalne wartości n = 7 i l = 3 (orbitale f). Z chemicznego punktu widzenia dla zachowań atomów znaczenie ma jedynie najbardziej zewnętrzna powłoka.

Poziomy energetyczne orbitali s, p oraz d pierwszych trzech powłok

Już w starożytności pojawiła się koncepcja kilku podstawowych substancji (pierwiastków), dających podstawę wszelkim innym substancjom. Miało być ich cztery: ziemia, woda, ogień i powietrze.