Атомы инертных газов

АТОМЫ ИНЕРТНЫХ ГАЗОВ

Вокруг атомного ядра вращается ровно столько электронов , сколько протонов в ядре и это число равно порядковому номеру элемента в таблице Менделеева . В начале , когда Эрнест Резерфорд и Нильс Бор создали первые модели атома , предполагалось , что электроны совершают свой бег группами по изначальной , раз навсегда положенными орбитами , имеющим вид концентрических колец или эллипсов .  Со временем эти представления сменились более  глубокими и близкими к истине, но и современные взгляды на электрон, его сущность и поведение не могут претендовать на законченность и абсолютную достоверность . Это только усовершенствованные гипотезы, более или менее хорошо согласующиеся с известными в настоящее время фактами.
 
Квантовая, или, как ее прежде называли, волновая механика разгадала двойственную сущность электрона и других элементарных частиц. С одной стороны, это имеющие массу материальные частицы, а с другой — волны вероятности движения и местонахождения частиц. Справедливо и обратное: свет и другие виды электромагнитных волн ведут себя наподобие двуликого божества Януса — и как волны, и как частицы — дискретные порции (кванты) электромагнитного поля. А. Эйнштейн назвал их фотонами. Это элементарные «волночастицы», У которых вся масса проявляется в движении, совершаемом с максимально возможной скоростью — скоростью света.
 
Фундаментальным принципом квантовой механики является «соотношение неопределенностей». Этот принцип утверждает, что невозможно одновременно определить положение элементарной частицы, скорость и направление ее движения. Следовательно, не имеет реального смысла представление о траектории движения электрона. По преимуществу он находится в той области пространства, где его присутствие наиболее вероятно. Круговые и эллиптические орбиты, которыми изображают траектории движения электронов, дают приблизительное представление о вероятном местонахождении электронов, но они могут очутиться и где-нибудь поблизости, а в более редких случаях — отклониться и подальше в сторону.
 
Итак, орбита электрона выглядит в квантовомеханическом представлении существенно иной в сравнении с орбитой движущегося тела (скажем, космического корабля) или электрона в первоначальной модели Бора. Чтобы подчеркнуть это различие, принято говорить, что электрон занимает не орбиту, а орбиталь.   
Поступательно движущийся электрон участвует еще в одном движении, которое отдаленно можно охарактеризовать как вращение. В физическом словаре это явление носит название «ориентации спина».
Спин — эффект чисто квантовый, представляющий собственный момент количества движения элементарной частицы и тесно связанный с ее магнитным моментом. От того, каков характер спина, зависит поведение частицы в коллективе ей подобных.
 
При определенных условиях можно заставить атомы и молекулы излучать свет, а световые колебания при по-мощи оптической аппаратуры пространственно разделить на гармонические составляющие. При этом получаются линии или полосы различных цветов и яркости, располо-женные на строго определенных местах. Это и есть оптические спектры вещества.
 
В двух словах механизм образования спектра таков. При воздействии высоких температур электроны атома газа или пара получают дополнительную энергию — возбуждаются. В возбужденном состоянии электроны атома находятся крайне недолго — около стомиллионной доли секунды; затем они возвращаются в устойчивое, нормальное состояние. При этом они отдают поглощенную тепловую энергию, излучая кванты света, частота которых характерна для данного вида атомов. Вот почему индивидуальность атома отражается в его спектре, в ансамбле спектральных линий, отвечающих определенным длинам световых волн.
 
Исследования атомных спектров позволили обнаружить и разъяснить очень важные вещи.
Оказалось, что электроны в атомной оболочке имеют различные запасы энергии. Из этого следует, что электроны различно удалены от ядра. Электронная оболочка разделяется на слои, или энергетические уровни. Ближайший к ядру уровень обозначается цифрой 1, а следующие — 2, 3, 4. . . или соответственно буквами К, L, М, N, О, Р, Q.
Электрон может переходить (часто говорят «перескакивать») с какого-либо ближнего уровня на более удаленный от ядра, при этом атом обязательно поглощает фотон определенной энергии (иными словами — электромагнитные колебания известной частоты). Обратные переходы совершаются с излучением точно таких же фотонов. Именно это обстоятельство и позволило науке изучить при помощи спектрального анализа процессы в электронной оболочке атома.     Было выяснено, что и в пределах отдельных уровней электроны различаются по величине запасов энергии. Понадобилось разделить уровни на подуровни, называемые также подслоями, ячейками. Принято обозначать их буквами s, р, d и f,   число электронов на подуровне — показателем при   соответствующей  букве. К примеру , строение электронной оболочки Хлора Можно коротко записать формулой
 
1s² 2s² 2p 3s² 3р.
 
Она читается так. Атом хлора имеет три электронных уровня. Первый состоит из двух электронов одинаковой энергии. Второй уровень с восемью электронами имеет два подуровня— один с двумя, другой с шестью электронами. На третьем уровне два электрона расположились на первом и пять электронов — на втором подуровне.
 
Формы электронных облаков различны в зависимости от занимаемых электронами подуровней. Шаровидный  образ свойствен только s-электрону; р-электрон вытянут в форме гантели (восьмерки в плоскости), а электроны d- и f-подуровней имеют еще более причудливые очертания. Оттого у различных атомов формы электронных облаков различны. Более того, у одного и того же атома можно изменить форму и размеры электронного облака, если изменить энергию атома — скажем, сильно облучить или нагреть его
Экспериментальный материал подтверждает теоретический вывод, что наибольшее число (z) электронов, которые могут находиться на данном уровне, равно удвоенному квадрату его номера (п): z=2n². На первом уровне может   быть  два   электрона, на втором — восемь,   на третьем — восемнадцать, на четвертом — тридцать два. С этого момента вступает в силу ограничение: ни один из элементов не вмещает на одном уровне свыше 32 электронов. Больше того, в наружном слое число электронов не может превысить восемь, а в предпоследнем — восемнадцать. Почему? Расчеты и практика отвечают: конфигурации из 18, а особенно из 2 и 8, электронов самые прочные и устойчивые. Это как бы три типовые конструкции наиболее прочных зданий микромира с присущим каждой из них архитектурным стилем.
 
Не все электроны одинаково ответственны за химические функции атома, а главным образом те, что расположились в наружных слоях. Они более подвижны, энергии у них больше, чем у их собратьев из нижних слоев. Их называют валентными от латинского слова valentia — сила. В возбужденном, т. е. готовом к реакции состоянии, они не спарены с другим электроном, и форма движения у них особая.
 
Количество валентных электронов, прочность их связи с атомом — вот что определяет химическое лицо атома, степень его готовности к реакциям.
Атомы, содержащие один—три электрона во внешнем слое, легко отдают их другим атомам, у которых в наружном слое больше электронов. В таких случаях мы говорим, что элементы имеют металлические свойства. Ведь характерная черта металлов — их склонность отдавать электроны.
Но вот на периферии атома собралось электронов побольше. Теперь они сами тянут посторонние электроны к себе. При этом элементы проявляют свойства металлоидов — похитителей электронов.
 
В обоих случаях действует правило: электроны стремятся образовать возможно более полно застроенную оболочку устойчивой конфигурации.
Химические свойства и реакции зависят от активности электронов  внешнего  слоя,  в  меньшей  степени — от активности электронов второго и третьего слоя. Совсем слабо, да и крайне редко вовлекаются в реакции электроны четвертого снаружи слоя.
 
Вот почему, например, никель и кобальт, обнаруживающие несходство электронных группировок только во втором слое, имеют так много общих химических свойств. А четырнадцать близнецов-лантаноидов, у которых только третий и отчасти второй снаружи слои неодинаковы, почти полностью утратили свою химическую индивидуальность.
После полной застройки внешнего электронного слоя элемент следующего порядкового номера начинает обзаводиться новым внешним слоем. Возврат к одним и тем же электронным группировкам происходит периодически, а параллельно с этим периодически повторяются сходные химические свойства элементов. Число электронных слоев в атоме совпадает с номером периода, где находится элемент. Семь периодов — это семь возможных электронных слоев вокруг ядра, точнее, их энергетических уровней.
 
Гений Менделеева обнаружил естественную классификацию элементов на полвека ранее открытий, позволивших разглядеть фундамент, на котором она покоится.
Итак, наружные электроны выполняют службу химической связи как однородных, так и разнородных атомов. Они же — виновники оптических эффектов атома. Следовательно,  атом, наделенный химическими свойствами, должен иметь ненасыщенную оболочку в одном из трех наружных слоев.
 
Теперь представьте себе такую картину: все ячейки во внешней электронной оболочке заполнены, вакантных мест нет. Такие атомы не склонны ни брать, ни отдавать электроны; у них нет ни отрицательной, ни положительной валентности, они не вступают в реакции. Требуется воздействие больших энергий, чтобы они вышли из этого состояния. Но тогда уж деформируется электронная оболочка, в ней появляются новые качества, о чем узнаем ниже.
До отказа укомплектованная внешняя электронная оболочка лишает атом химической жизни. Таковы инертные газы, составляющие главную подгруппу восьмой группы. Ниже приведены простейшие изображения их электронных структур — они наглядно подтверждают сказанное.
 
Элементы   Электронные уровни К   L  М   N   О  Р
Не                                                        2
Ne                                                        2  8
Аr                                                         2  8   8
Кr                                                         2   8  18   8
Хе                                                        2   8  18  18   8
Rn                                                        2   8  18   32  8
 
 
Эти же электронные структуры, но более детально,
 
с учетом энергетических подуровней записываются формулами
Не 1s²
 
Ne 1s²2s²2p
 
Аr 1s²2s²2p3s²3p
 
Кr 1s²2s²2p3s²3p3d¹º4s²4p
 
Хе 1s²2s²2p3s²3p3d¹º4s²4p4d¹º5s²5p
 
Rn 1s²2s²2pЗs²ЗpЗd¹ºs²4p4d¹º4f¹⁴5s²5p5d¹º6s²6p
 
Подгруппу инертных газов можно представить в роли оси, вокруг которой группируются все прочие химические элементы. Природа, конструируя всю гамму элементов, последовательно наращивает электронные орбитали «поверх» завершенного подуровня очередного инертного газа. Элементы второго периода формируются на основе гелиевой оболочки; элементы третьего, четвертого, пятого и шестого периодов — соответственно на основе оболочек неона , аргона, криптона и ксенона. Наконец, базой для построения седьмого, незавершенного периода является электронная оболочка радона.
Итак, атомы инертных газов — от гелия до радона — построены симметрично, их электронные конфигурации замкнуты и максимально прочны. Такая насыщенность электронной оболочки накладывает неизгладимую печать не только на химические, но и на многие физические свойства инертных газов.
Статья на тему Атомы инертных газов