Мир вокруг нас

Этэрнус

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 t_{1, 5} (вверху), t_{2, 4} (посередине), t₃ (внизу))

Рис. 225 ^[XVII]. Колебание мембраны, соответствующее орбитали 3p (показаны положения мембраны в моменты времени t_{1, 5} (вверху), t_{2, 4} (посередине), t₃ (внизу))

Рис. 226 ^[XVIII]. Колебание мембраны, соответствующее орбитали 3d (показаны положения мембраны в моменты времени t_{1, 5} (вверху), t_{2, 4} (посередине), t₃ (внизу))

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

Молекулы

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.

Рис. 228 ^[XX]

Низкую электроотрицательность щелочных металлов — можно понять уже из того, что у атомов этих элементов, электроны впервые начинают занимать более высокую электронную оболочку, расположенную на единицу расстояния дальше от ядра, чем предыдущая (по упоминавшемуся ранее, правилу площади сфер = оболочек). Экспериментальным свидетельством в пользу этого — является наиболее высокий эффективный радиус атомов щелочных металлов, по сравнению с атомами предыдущих элементов в таблице Менделеева, см. рис. 229. При дальнейшем же заполнении оболочки, второй электрон s-подоболочки, и электроны p-подоболочки — добавляются уже на то же расстояние от ядра, что и первый электрон, но из-за одновременного увеличения числа протонов в ядре, притяжение каждого добавляемого электрона к ядру, а также электронов всего атома в целом — возрастает, и атом сжимается (рис. 229). Т. е. сила связи внешних электронов с ядром, в последовательности от щелочных металлов к галогенам и благородным газам — возрастает, = растёт электроотрицательность атома.

Рис. 229 ^[XXI]

Теперь учтём увеличение плотности расположения электронов: при переходе от s- к p-подоболочке — оно менее значительное, чем от p к d, и от d к f. Поэтому каждый горизонтальный ряд таблицы Менделеева — заканчивается заполнением именно p-подоболочки. Т. е. прежде чем начинает заполняться d-подоболочка, а тем более, f, более выгодным оказывается начало заполнения более высокого энергетического уровня (= следующей оболочки), с её s-подоболочки, поэтому s- и p-подоболочки — всегда располагаются снаружи атома, а d и f — кнутри. При этом, атомы s-, d- и f-элементов — отдают электроны легче, чем p-элементы (во всех случаях, отдаются, прежде всего наружные, т. е. s-электроны).

Итак, наибольшей электроотрицательностью обладают атомы, у которых близка к завершению p-подоболочка, т. е. атомы, расположенные в самой правой части таблицы Менделеева. Высокая электроотрицательность — определяет химические свойства этих атомов, благодаря которым, они образуют блок т. н. неметаллов, см. табл. 65. Неметаллам — свойственно объединяться только в двухатомные и т. п., небольшие по размерам, молекулы, в то время как металлы (s-, d- и f-элементы) — образуют молекулы в виде монокристаллов, атомы в которых связаны т. н. металлической связью.