Модель вещества (атома) в настоящее время разработана в деталях и понятна настолько, что колоссальную энергию, заключенную в нем, научились извлекать и поставили на службу человеку (в первую вчередь это АЭС). Тем не менее хотелось бы убедиться в правильности наших представлений об атоме, увидеть изображение реального атома, «пощупать» руками, прогнозировать дальнейший прогресс исследований вещества.

Для проведения исследований структуры вещества в динамике необходим источник синхротронного излучения высокой энергии. В РФ под Новосибирском в наукограде Кольцово Институт ядерной физики (ИЯФ) СО РАН им. Г.И. Будкера ведет строительство такого источника поколения 4+СКИФ (электроны будут разгоняться до энергии 3 ГэВ). Ожидается, что ввод в строй СКИФа позволит осуществить серьезный прорыв в материаловедении и многих других научных направлениях

Ученые США (Ун-т Огайо) впервые сделали рентгеновский снимок отдельного атома. Атомы стало возможно извлекать поштучно, перемещать и синтезировать из них конструкции, визуализировать с помощью сканирующих зондовых микроскопов. Но без рентгеновских лучей невозможно определить из чего они состоят. Впервые атом «просветили» лучами. Стало возможно назвать не только тип элемента, но и его химическое состояние. В публикации Science Daily приводятся примеры атомов железа (26) и тербия (65). Сейчас стало возможно определить тип конкретного атома по числу протонов. Благодаря прорыву можно будет назвать не только тип элемента, но и его химическое состояние. Это позволит лучше манипулировать частицами внутри различных материалов для удовлетворения потребностей различных отраслей науки и практики.

Публикация имеет образовательную направленность и нацелена внести ясность в те проблемы, которые удалось преодолеть при получении изображений университетскими учеными.

Предпосылки разработки теории вещества:

1885 И. Бальмер открыл спектральную серию атома водорода, открывают их почти 70 лет.
1897 Дж Томсон открыл электрон.
1899 Э. Резерфорд показал наличие излучения ураном альфа- и бета-лучей.
1900 М. Планк ввел постоянную, имеющую размерность действия.
1900 П. Виллар открыл гамма лучи.
1905 А. Эйнштейн открыл закон взаимосвязи массы и энергии, квантовый характер света.
1906 Т. Лайман открыл спектральную серию атома водорода.
1908 Ф. Пашен открыл спектральную серию атома водорода.
1910 А. Гааз модель атома, связывающая квантовый характер излучения со структурой.
1910 Э. Резерфорд открыл атомное ядро и создал планетарную модель атома.
1913 Н. Бор разработал квантовую теорию атома водорода, ввел главное n квановое число.
1913 И. Штарк открыл явление расщепления спектральных линий в электрическом поле.
1913 английский физик Г. Мозли установил, что заряд ядра атома всегда численно равен порядковому (атомному) номеру элемента в Периодической системе.
1915 А. Зоммерфельд ввел радиальное и азимутальное квантовые числа.
1919 Э. Резерфорд открыл протон, первая ядерная реакция превращения азота в кислород.
1922 Ф. Брэккет открыл спектральную серию атома водорода.
1923 Л.де Бройльразвил идею о волновых свойствах материи (основа теории Шрёдингера).
1924 А. Пфунд открыл спектральную серию атома водорода.
1924 В. Паули сформулировал (принцип Паули) современной теоретической физики.
1926 Э. Щрёдингер построил волновую механику, дал основное её уравнение.
1927 В. Гейзенберг сформулировал принцип неопределенности в квантовой механике.
1927 Ф. Хунд установил два эмпирических правила расположения энерг-х уровней атома.
1928 П.Дирак квантовомеханическое уравнение движения релятивистского электрона е^– .
1931 В. Паули гипотеза нейтрино.
1932 Дж. Чедвик открыл нейтрон, К. Андерсон открыл позитрон е+.
1938 О.Ган, Ф. Штрассман открыли деление ядра урана.
1944 М. Ивинг, Дж. Ворцель открыто сверхдальнее распространение звука в океане.
1948 Дж. Бардин, У Браттейн изобретен полупроводниковый транзистор.
1948 Д. Габор создание голографии.
1949 У. Шокли предложил р-n-транзистор.
1950 И.Тамм, Л. Спитцер и др. изоляция высокотемпературной плазмы магнитным полем.
1952 Д. Глезер изобрел пузырьковую камеру.
1953 К.Дж. Хамфрис открыл спектральную серию атома водорода.
1959 Э. Сегре открытие антипротона.
1963 М. Гепперт-Майер и Г. Иенсен теория оболочечного строения ядра. Нобел. премии.
1963 М. Гелл-Манном и Д. Цвейгом введено в науку понятие о кварках.

Атом – мельчайшая частица химического вещества, неделимая химическим путем, но физики научились расщеплять атом на части. Одни вещества превращать в другие, изменяя состав атомного ядра.

Описывая модель вещества, вначале приведем описание структурного устройства атома, а затем заполнение его структуры материальными частицами вещества. После этого определим функциональное проявление атомов. В атоме проявляются основы мироздания: материя, энергия, движение, время, ин­формация и силовые взаимодействия. Возможно, что наука первично обратила внимание как раз на проявление спектров излучения\поглощения, соединения, разложения и замещения веществ и некоторые другие.

Ученые стремились все происходящие и наблюдаемые явления как-то объяснить, понять и целенаправленно использовать. Требовалась хорошая качественная и количественная теория вещества. Открытия частиц электрона, фотона, протона, электрического заряда, разложение белого света в цветной спектр и другие явления послужили стимулом развития интереса к строению вещества.

Но только в ХХ веке наука вплотную подошла к разработке и созданию модели атома. В 1920 г. Э. Резерфорд предложил орбитальную модель атома. Существенный недостаток модели состоял в том, что при движении частицы ею излучается (теряется) энергия и электрон со временем должен упасть на ядро атома. Этот недостаток устраняла модель атома, предложенная Н. Бором, который введением двух постулатов, носящие теперь его имя, скорректировал орбитальную модель атома Резерфорда.

Постулаты Н. Бора

1. Условие стационарности. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определённым (стационарным) круговым орбитам. При движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии. Излучение или поглощение энергии электроном происходит квантами и только при его переходе с одной стационарной орбиты на другую. Это означает, что, согласно Н. Бору, электрон в атоме не подчиняется законам классической физики.

2. Условие квантования. Из всех возможных состояний в атоме реализуются только те, для которых момент количества движения электрона на орбите (орбитальный момент) равен целому числу постоянных Планка h, деленных на 2π, M =mrv = nh/2π = nħ . При выполнении этого условия длина орбиты оказывается равной 2πr = n λ, т.е. вдоль боровской орбиты укладывается целое число длин волн электрона и получается как бы стоячая волна.

3. Условие частот. Атом излучает только при переходе из одного дискретного состояния в другое. Разность ΔE энергий уровней (подуровней) перехода излучается в виде фотона с частотой ν , ΔE = hν.

Но и эта модель оказалась не лишенной недостатков. Теория Н. Бора не может описать ни основное состояние атома водорода, ни более сложные многоэлектронные атомы. Такое описание стало возможно только в рамках квантовой (волновой) механики Шрёдингера.

Структура. Модель атома состоит из положительно заряженного ядра очень малого размера и отрицательно заряженной сферической оболочки, заряды которых равны, что делает модель атома электронейтральной в целом. Ядро атома состоит из заряженных (+) частиц и частиц без заряда.

Масса каждой из этих частиц равна 1а.е.м. (атомной единице массы). Сферическая оболочка – это примыкающая к ядру окрестность пространства, поделенная на концентрически вложенные сферы с изменяющимся радиусом (энергетические уровни, слои), разделенными сферическими промежуточными слоями, в которых запрещено размещение орбит электронов. Каждый энергетический уровень расщепляется на подуровни, число которых равно значению главного квантового числа (n).

Слои уровней и подуровней нумеруются (меньший номер ближе к ядру) и наделяются буквенными (уровни прописными буквами, подуровни – строчными) обозначениями. Подуровни (их число  2ℓ +1, ℓ – орбитальное квантовое число) также расчленяются на части, называемые орбиталями (обозначены на рис. 4 клетками), которые не могут содержать более двух электронов. Таково структурное построение модели атома. Чтобы структура отображала реальный атом, она должна быть заполнена (ядро и орбитали) в соответствии с рядом принципов и правил материальными частицами вещества.

Заполнение. Ядро заполняется протонами, число которых равно номеру атома (элемента) в таблице Менделеева. Кроме протонов с (+) зарядом в ядре могут помещаться нейтроны (частицы подобные протонам, но без заряда). Атом с нейтронами в ядре называется изотопом элемента. Уровни, подуровни, орбитали заполняются электронами с (–) зарядом, суммарный заряд которых должен быть равным заряду ядра атома. Стабильный атом кванты энергии не поглощает и не излучает.

Возбужденный атом стремится стать стабильным, и за время 10^-8с атом спонтанно возвращается в основное стабильное состояние. Отдельные атомы способны длительное время оставаться в возбужденном состоянии при этом они называются метастабильными.

Проявление. Метастабильные атомы излучают энергию квантами с разными частотами или длинами волн, которые могут быть измерены и наблюдаться приборами-спектрометрами. Близко расположенные атомы могут вступать в химическую реакцию соединения или разложения, например, вода при пропускании через нее электрического тока разлагается на водород и кислород.

Излучение атомами характеризуется энергетическими линейчатыми спектрами. В этих спектрах наблюдаются со времен Ньютона и регистрируются серии линий (с 1885 года), называемые именами их открывателей. Пока не была создана теория и модель атома с энергетическими уровнями и подуровнями ни спектры, ни серии не получали объяснения.

Краткий обзор (для справки без пояснений) различных семейств элементарных и составных частиц их свойств и теории, описывающие их взаимодействия. Элементарные частицы слева  (рис. 2) – фермионы, справа — бозоны. Пояснения можно найти в Google.

Кварки - бесструктурные точечные частицы со спином 1/2ћ, участвующие в сильном взаимодействии (как и во всех остальных) и являющиеся элементарными составляющими всех адронов. Существует шесть типов кварков, известных как ароматы: верхний, нижний, очарованный, странный, истинный и красивый, обозначаемых буквами u, d, s, c, b, t (от английских слов up, down, strange, charmed, bottom, top). Это известная схема основных элементарных частиц образующих вещество вселенной (гипотеза).

Таблица характеристик кварков

Далее о кварках речь не пойдет, но будем помнить, что более крупные частицы вещества образованы ими. Математические расчеты в моделях выполняются с их непосредственным участием.

Как все устроено в атомах

Координаты и волновые функции. Ниже предлагается детальное описание электронного строения атома, представляются состояния всех электронов в нем. Описываются, как правило, устойчивые (не возбужденные, стабильные) состояния атома. Из уравнения Шрёдингера рассчитываются устойчивые состояния всех электронов. После определения волновых функций электрона, вычисляются вероятности нахождения электрона в той или иной точке окрестности ядра атома. Эти вероятности зависят от координат пространства. Вид областей точек, где вероятности не обращается в нуль, называют «электронным облаком». Электрон (е^-) как бы  размазывается по области и образует форму, называемую в квантовой теории «атомная орбиталь»

Положение точки в пространстве задается ее декартовыми (x, y, z) или полярными (r, φ, θ) координатами. Пусть нас интересует значение вероятности нахождения электрона в точке А (рис. 3). Уравнение Шрёдингера в простых случаях дает возможность найти волновые функции, показывающие как изменяется требуемая вероятность в зависимости от величины радиуса (радиальная функция R) и от углов (угловые функции Ф и Θ). Значения каждой из функций зависят от положительных целых чисел. Все сложные состояния электрона в атоме также описываются наборами таких чисел. Эти числа называют квантовыми числами (КЧ).

Квантовые числа

 Таких чисел четыре,  они имеют численное и буквенное представление:
– n – главное квантовое число; оно определяет общую энергию электрона на данной орбитали и ее размер, принимает целочисленные значения, начиная от единицы n =1,2, 3,... Соответствует энергетическим уровням электронной оболочки атома, которые получили также буквенные обозначения. Электроны, имеющие одинаковое значение главного квантового числа, образуют энергетический уровень

Определение. Совокупность энергетических уровней атома называется его спектром.

Наименьшей энергией обладают электроны первого ближнего к ядру уровня. Количество энергетических уровней в атоме равно номеру периода таблицы Менделеева, в котором атом расположен. Общее число электронов N на энергетическом уровне равно  N = 2n².

Если n = 1, то число электронов N = 2∙1² = 2.
Если n = 2, то число электронов N = 2∙2² = 8.
Если n = 3, то число электронов N = 2∙3² = 18.
Если n = 4, то число электронов N = 2∙4² = 32.
Если n = 5, то число электронов N = 2∙5² = 50.…

На одном энергетическом уровне атома электроны различаются своей энергией, что определяется различными скоростями их движения в околоядерном пространстве. Это послужило причиной введения на уровнях L, M, N, O,…подуровней. Для описания энергии электронов на подуровнях вводится второе квантовое число, обозначаемое символом ℓ (эль)

–   ℓ  – побочное или орбитальное квантовое число; оно определяет форму электронного облака (орбитали). Энергия электрона зависит не только от расстояния r до ядра, но и от момента количества движения, который также квантуется, т.е принимает не любые, а только вполне определенные целочисленные значения (ℓ = 0, 1, 2,…,ℓ_max = n – 1). Подуровни также получили и буквенные обозначения от английских слов: s –sharp – резкий, p – principal – основной, d – diffuse – расплывчатый; f – fundamental – фундаментальный;

Определение. Орбиталью называют совокупность положений электрона в атоме, т.е. такую область точек пространства, в которой вероятно нахождение электрона.

В пределах энергетического уровня, соответствующие орбитали и группы орбиталей образуют энергетические подуровни, расщепляющие уровень. Подуровни и расположенные на них орбитали обозначаются строчными буквами. Количество подуровней соответствует главному квантовому числу.

Если n = 1 и ℓ = 0, то подуровень один (s-подуровень).
Если n = 2 и ℓ = 0, 1 то подуровня два (s- и р-подуровни).
Если n = 3 и ℓ = 0, 1, 2 то подуровня три (s-, р- и d-подуровни).
Если n = 4 и ℓ = 0, 1, 2, 3 то подуровня четыре (s-, р-, d и f-подуровни). …

На каждой орбитали может находится не более двух электронов. Поэтому максимальное число электронов на s-подуровне ―2, на р ― 6, на d ― 10, на f – 14....

Электрон некоторого подуровня фиксированного уровня находится на определенной орбитали. Решение уравнения Шрёдингера показывает, что при n = 1 и ℓ = 0 электроны образуют орбитали в форме шара с ядром атома в центре (рис. 3 орбитали); при n = 2 и ℓ = 0, 1 два подуровня и р-орбитали получают форму гантели, третий d-подуровень характеризуется орбиталями в форме двух скрещенных гантелей или сложной гантели и т.д. Так как вектор момента количества движения электрона может в магнитном поле ориентироваться 2ℓ +1 способами, то для полной характеристики состояния электрона необходимо располагать большей информацией – знать три квантовых числа. Во внешнем магнитном поле происходит расщепление и энергетических подуровней.

Орбитальный момент количества движения неразрывно связан с магнитным полем движущегося электрона – и магнитные характеристики движения электрона должны быть связаны с (ℓ) орбитальным квантовым числом. В квантовой механике число различных расположений орбиталей в пространстве определяется магнитным квантовым числом m_ℓ .

–  m_ℓ – магнитное квантовое число. Для каждого данного значения (ℓ) побочного квантового числа магнитное квантовое число принимает все целочисленные от -1 до +1, включая 0. Например, для n = 4, ℓ = 3 на f-подуровне  получаем семь орбиталей

На s-подуровне при значениях главного КЧ и ℓ= 0, m = 0 одна (s-орбиталь).
На р-подуровне при значениях главного КЧ и ℓ=1, m = –1, 0, +1 три (р-орбитали).
На d-подуровне при значениях главного КЧ и ℓ=2, m = –2,–1,0+1,+2 пять (d-орбиталей).
На f-подуровне при значениях главного КЧ и ℓ=3, m = -3,–2,–1,0+1,+2,+3 семь (f-орбиталей).

Осталось уточнить и обозначить собственный момент количества движения электрона, когда электрон рассматривается как частица (вращающийся «волчек»), спин (s) электрона.

– s – спиновое квантовое число; момент количества движения, отвечающий вращению электрона вокруг собственной оси ( спин электрона ) может принимать олько два начения s = + ½ и s = – ½ в зависимости от того совпадает ли направление собственного вращения с направлением движения электрона вокруг ядра или противоположно ему. Электроны (е^-), имеющие s = + ½, изображаются в клетках орбиталей стрелкой вверх, а электроны, имеющие  s = – ½ – стрелкой вниз. Выделенные заливкой клетки для размещения пары электронов с совпадающими спинами в одной орбитали запрещены принципом Паули.

Таким образом, каждый электрон в атоме получает описание в виде набора из четырех квантовых чисел, полностью описывающих через радиальные, угловые и спиновые функции его полную волновую функцию – орбиталь. Например, единственный электрон атома водорода получает описание в виде квантовых чисел:  n = 1, ℓ = 0, m_ℓ = 0, s = + ½ или так (100 + ½), при соблюдении строгой очередности записи КЧ. Ниже (рис.5) приведена схема энергетических позиций орбиталей атома. Каждая клетка схемы соответствует орбитали, на которой могут быть размещены один или два электрона.

Электронные конфигурации атомов

Для корректного составления электронных формул элементов вещества и заполнения энергетических диаграмм должны соблюдаться определенные правила.

Принципы и правила заполнения орбиталей атомной оболочки электронами

1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех 4-х квантовых чисел (n, ℓ, m, s) совпадают. Каждая орбиталь может содержать электроны с тремя первыми одинаковыми КЧ и различными спинами. таким образом на орбитали не более двух электронов (с противоположными спинами).

2. Правила Клечковского (принцип наименьшей энергии).

Первое правило. В стабильном состоянии каждый электрон размещается так, чтобы его энергия была наименьшей. Это определяется суммой (n + ℓ), чем меньше эта сумма, тем меньше эгергия орбитали. Заполнение энергетических уровней и подуровней атомной оболочки электронами происходит в очередности соответствующей увеличению их энергии. Порядок задается следующим рядом (цифра соответствует энергетическому уровню, буква – подуровню в нем) :

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d <6p <7s <5f < 6d < 7p <

… После 3р-подуровня электронами заполняется 4s-подуровень, так как он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень (4s = 4 + 0 = 4 < 3d = 3 +2 = 5). Объясняется это тем, что энергия подуровня определяется суммой главного и побочного КЧ, т.е. суммой (n + ℓ). Чем меньше эта сумма, тем меньше энергия подуровня. Из этого следует, что заполнение электронами уровней и подуровней происходит в порядке увеличения суммы главного и побочного КЧ.

Второе правило. При  одинаковой сумме (n + ℓ) в двух вариантах возможного размещения электрона на орбиталях наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим главным квантовым числом n.

3. Правило Хунда. В стабильном состоянии атома электроны заполняют подуровни таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным. Например, на р-подуровне три электрона могут быть размещены тремя способами с различными суммами спинов.

Электронные конфигурации атомов

Электронное строение атома Водорода записывается так

 В атоме имеется один электрон, для которого существует только одна орбиталь (квадратик) на первом энергетическом подуровне совпадающем с первым уровнем. Такая запись называется электронной конфигурацией:первое число – значение главного КЧ,буквенное обозначение соответствует энергетическому подуровню и определяется значением орбитального КЧ, значение показателя степени – количество электронов на данном энергетическом подуровне.

Следующий атом Гелия имеет два электрона. Оба размещаются на одной 1s-орбитали.  

Согласно принципу Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех КЧ. У второго электрона изменяется значение четвертого спинового числа, так как первые три КЧ в описании обоих электронов совпадают. Отсюда электронная формула Гелия 1s², а формулы двух его электронов: (100+½) и (100-½).

Атомы Лития и Бериллия описываются формулами: 1s² 2s¹ и 1s²2s². Три электрона Лития получают формулы: (100+½), (100-½) и (200+½), а четыре электрона Бериллия: (100+½), (100-½), (200+½),(200-½).

Атом Бора (рис. 6А) имеет 5 электронов и описывается формулой 1s²2s²2р¹. Его пятый электрон размещается на р-подуровне 2-го уровня L и в соответствии с принципом минимальной энергии обязан занять орбиталь 2р_х.

В атоме Углерода  пять электронов размещаются как у атома Бора, а шестой электрон в соответствии с принципом минимальной энергии, должен занять положение в орбитали 2р_х с антипараллельным спином, но возможно его размещение в ячейке 2р_у. Правильное решение определяется подсчетом сумм спиновых КЧ для двух электронов на данном подуровне, в обоих положениях и выбором большей из них..

При размещении обоих электронов в орбитали 2р_х  суммарный спин = +½ –½ = 0, а приразмещении на разных орбиталях 2р_х.и 2р_у  суммарный спин = +½ +½ = 1>0.

В соответствии с правилом Хунда, устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов по орбиталям данного энергетического подуровня, при котором их суммарный спин максимален.

Следовательно, устойчивому состоянию атома Углерода соответствует (рис. 6В) конфигурация 1s²2s²2p_x2p_y.

Следующий атом Азот имеет 7 электронов. Его седьмой электрон в соответствии с правилом Хунда занимает орбиталь 2p_z, а восьмой электрон атома Кислорода, в соответствии с принципом Паули и принципом минимальной энергии, занимает положение в орбитали 2p_х со значением s = –½.

Дальше вплоть до Аргона заполнение квантовых ячеек не вызывает проблем и подчиняется трем приведенным выше принципам. Однако уже для Калия их соблюдение становится неочевидным. Восемнадцать электронов атома Калия размещены так же как в атоме Аргона.

Находясь в четвертом периоде Периодической системы, атом Калия, несмотря на то, что его третий энергетический уровень еще не завершен, получае возможность (доступ) в четвертый энергетический уровень и 19-й электрон Калия размещается в орбитали 4s, а не 3d. Такое размещение энергетически более выгодно. На рис 6С) Калий и Кальций имеют почти совпадающие заполнением диаграммы (у Калия в орбитали 4s только один электрон) у кальция оба 19 и 20-й размещены в одной орбитали.

Правильное заполнение энергетических диаграмм атомов с зарядом ядра равным +19 и выше должно подчиняться еще двум правилам (правилам Клечковского).

Первое правило Клечковского: при увеличении заряда ядра сначала заполняется орбиталь с меньшим значением суммы (n + ℓ) главного и побочного квантового числа.

Так для подуровней 3d и 4s –орбиталь расположенная на третьем энергетическом уровне характеризуется значением суммы (n + ℓ) =.3 + 2 =5, в то время как для орбитали 4s эта сумма (n + ℓ) = 4 + 0 = 4. Очевидно, что значение суммы КЧ в случае 4s-подуровня меньше. Отсюда, электронная конфигурация атома Калия 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s^1.. Пустые орбитали как уже отмечалось ранее в формуле можно не отображать.

В соответствии с первым правилом Клечковского 20-й электрон атома Кальция также займет орбиталь 4s, но с антипараллельным спином. Энергетическая диаграмма Кальция (рис 6С).

Следующий элемент Скандий. Его атом содержит 21 электрон, 20 из них п\размещены аналогично Кальцию, а 21-й из них может размещаться в орбиталях 3d или  4р. Куда же его разместить?

Первое правило Клечковского в этом случае не указывает на правильное решение.  Вычисление  (n + ℓ) дает для обоих вариантов: 3d  дает (n + ℓ = 3 + 2 = 5), 4р дает (n + ℓ = 4 + 1 = 5) равные значения. Но срабатывает принцип наименьшей энергии. При  одинаковой сумме в двух вариантах наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Принимается вариант 3d.(рис. 6D).

При записи электронных формул атомов с порядковым номером 19 и выше, важно помнить, что орбитали в формуле перечисляются в том порядке, в котором они заполняются. Так при записи электронной формулы 4s-уровень записывается перед 3d-уровнем, хотя он и лежит на схеме ниже уровня 4s. Это объясняется тем, что суммарное значение энергии для 3d орбитали больше.

Электронная формула атома Скандия имеет вид  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹.

Ученые США (Ун-т Огайо) впервые сделали рентгеновский снимок отдельного атома. Атомы можно визуализировать с помощью сканирующих зондовых микроскопов,  но без рентгеновских лучей невозможно определить из чего они состоят. Впервые атом «просветили», можно назвать не только тип элемента, но и его химическое состояние. атомы железа (26) и тербия (65) пишет Science Daily.

Сейчас возможно определить тип конкретного атома по числу протонов. Благодаря прорыву можно будет назвать не только тип элемента, но и его химическое состояние. Это позволит лучше манипулировать частицами внутри различных материалов для удовлетворения потребностей различных отраслей.

Авторы решили создать рентгеновскую версию такой системы — «синхротронной рентгеновской сканирующей туннельной микроскопией» (SX-STM). Для этого образец просвечивают узким рентгеновским лучом, который возбуждает атом. В зависимости от состояния атома его электроны несут разную энергию и находятся на разных орбиталях, поглощая фотоны разной длины волны. Это позволяет различить не только сам атом, но и его химическое состояние.

«Мы смогли определить и химические состояния отдельных атомов. Сравнив их состояния в разных молекулярных комплексах, мы показали, что тербий — редкоземельный металл — остается сравнительно изолированным, а железо заметно взаимодействует со своим окружением», — заключили авторы.

В будущем команда ученых продолжит использовать рентгеновские лучи для определения свойств одиночных атомов. Дальнейшие исследования важны для различных научных сфер – от экологии до медицины Новый метод съемки атомов открыл новые горизонты в рентгенологии и наномасштабных исследованиях.

Атомы можно регулярно визуализировать с помощью сканирующих зондовых микроскопов, но без рентгеновских лучей невозможно сказать, из чего они сделаны. Теперь мы можем точно определять тип конкретного атома, по одному атому за раз, и одновременно измерять его химическое состояние.

Разделение множества элементов на два подмножества. Элементы расположены в системе координат k₊ = n _–, ε_k. Отрицательным значениям конфигурационного индекса ε_kсоответствуют отрицательные значения проекций суммарных спиновых магнитных моментов атомов, а положительным значениям ε_k – положительные проекции.

Поэтому у левого подмножества радиально-четных элементов у квантовых значений валентностей В = 2Sz отрицательные знаки, а у правого подмножества элементов – положительные.Значения главных КЧ n приведены в верхних углах, а число элементов в диаде – справа.

Заключение

• Рассмотрена хронология предыстории событий, послуживших созданию модели и теории атома, вначале в рамках классической физики, а при невозможности устранить возникающие трудности и противоречия, разработать и квантовую (волновую) механику. Этот путь занял во времени более полутора столетий и пока еще не завершен.

• Показана связь, казалось бы, разрозненных явлений: обнаружение линейчатых спектров излучения\поглощения вещества с наличием энергетических уровней и подуровней размещения электронов в стабильном атоме, воэбуждении стабильного состояния и «перескоков» возбужденных электронов с орбиты на орбиту. В статье «перескоки» соответствуют выбору орбиталей.

• Перечислены принципы и правила заполнения энергетических уровней\подуровней электронами, что объясняет наличие незаполненных (пустых) орбиталей в слоях, ниже заполняемых.

• Увидеть картину заполнения до последнего времени не удавалось, но ученые университета Огайо предоставляют теперь и такую возможность, используя для возбуждения атома рентгеновские лучи, а для регистрации изображения «синхротронный рентгеновский сканирующий туннельный микроскоп».

Литература

1. Амелькин В. А. Методы нумерационного кодирования. – Новосибирск: Наука, 1986. – 158 с.

2. Гофман Ю.В. Законы, формулы, задачи физики. Справочник. – К. «Наукова думка», 1977.–576с.

3. Система. Симметрия. Гармония/Под ред. В.С. Тюхтина, Ю.А. Урманцева. – М.: Мысль, 1988.–315с.

4. Клечковский В.М. Распределение атомных электронов и правило последовательного заполнения (n +l)-групп. –М.: Наука, 1968. –

5. Маделунг Э. Математический аппарат физики. Справочное руководство. – М.: ГИФМЛ, Наука, 1968.– 620 с.

6. Храмов Ю.А. Физики. Биографический справочник. – М.: Наука, 1983. – 400 с.

7. Яворский Б.М., Детлаф А.А. Справочник по физике.– М.: Наука, 1968.– 472 с.