Электронные оболочки

В начале XX в. представления о строении электронных оболочек основывались на результатах исследования свойств света, излучаемого атомом при его возбуждении (электрическом или за счет повышения температуры). Излучаемый атомом свет состоит из узких линий определенной частоты, совокупность которых составляет линейчатый спектр атома.

После создания Бором модели атома понадобилось еще 12 лет, чтобы объяснить электронное строение атома (1925 г.). Получить представление о свойствах электронов было совершенно необходимо для понимания характера связи атомов и строения молекулы в целом.

После открытия электронов немецкий физико-химик Рихард Абегг в 1904 г. предположил, что, поскольку инертные газы не образуют химических соединений, то они должны иметь устойчивую электронную конфигурацию. Ученый утверждал, что химическая реакция представляет собой взаимодействие между электронами, а ядра атомов при этом остаются без изменения. Равным образом электронное строение должно определять валентность элементов в зависимости от того, сколько электронов может отдать или принять атом. Таким образом, речь шла об электронных оболочках, которые должны содержать определенное количество электронов.

Однако для точного установления электронных конфигураций не хватало данных о числе электронов в атоме и представлений о строении атома. Положение изменилось после того, как Г. Мозли определил порядковые номера элементов, а Н. Бор создал модель строения атома.

Порядковый номер элемента соответствовал общему числу электронов, которые Бор располагал на определенных орбитах, обозначив их буквами К, L, M, N, О, Р (последовательно от первой внутренней орбиты к последней внешней). Сообразно с этим на каждой орбите может находиться определенное число электронов. Наиболее стабильными при этом являются конфигурации с 2, 8, 18 и 32 электронами на орбите (соответствующие конфигурациям инертных газов).

Например такой атом, как гелий, имеет 2 протона и 2 электрона; поскольку при этом К-орбита насыщена, у гелия не наблюдается тенденции к приобретению или отдаче электронов. У атома натрия положение иное. Он содержит 11 электронов, располагающихся на К-, L- и М-орбитах: соответственно 2, 8, 1. Электронная конфигурация М-оболочки очень "нестабильна", так что натрий имеет склонность к отдаче одного электрона взаимодействующему с ним веществу и поэтому является сильно реакционноспособным элементом. В атоме хлора имеется 17 электронов, расположенных на трех орбитах: соответственно 2, 8, 7. На М-орбите не хватает одного электрона до устойчивой 8-электронной конфигурации, поэтому хлор легко образует соединение с натрием.

Модель атома аргона (1916 г.): а - по Косселю, б - по Бору

Такими электронными конфигурациями объяснялся и ионный тип химической связи. Атом натрия отдал электрон и приобрел положительный заряд, так как на 11 протонов в нем теперь приходилось 10 электронов. Так атом натрия становился ионом натрия. Аналогично атом хлора превращался в ион, поскольку после приобретения им одного электрона он становился отрицательно заряженным.

Противоположные заряды Na⁺ и Сl^- вызывают взаимное притяжение между обоими ионами и тем самым обусловливают стабильность образовавшегося соединения NaCl.

Изложенный выше способ образования связи между двумя различными элементами является результатом стремления атомов приобрести стабильную конфигурацию, аналогичную "конфигурации инертных газов" при объединении электронов атомов разных элементов. В приведенном выше примере атом натрия, превращаясь в ион Na⁺, приобретает электронную конфигурацию неона, а атом хлора, став ионом Cl^-,- электронную конфигурацию аргона.