А ® А+ + е

называется энергией (потенциалом) ионизации, I_A, и равна разнице энергий между невзаимодействующими покоящимися на бесконечном расстоянии друг от друга А⁺ и электроном, с одной стороны, и покоящимся атомом А – с другой. Численно эта величина варьируется от примерно 4 эВ для атомов щелочных металлов до 24,6 эВ для гелия. Естественно, что энергия отрыва второго и последующих электронов будет еще больше и, чтобы до «основания», т. е. до ядра и электронов, «разобрать» атом с не слишком большим Z, потребуется от нескольких сотен до нескольких тысяч электронвольт. За ноль энергии принимают именно энергию невзаимодействующих покоящихся ядра и электронов, так что энергия любого электрона в атоме отрицательна.

В атоме водорода электрон один, электронная энергия и энергия атома – полные синонимы. Энергетическая диаграмма атома Н приведена на рис. 4. Примечательно, что экспериментально измеренная энергия ионизации совпадает с вычисленной из уравнения (4) и равна 13,6 эВ. Основное состояние – электрон на 1s-АО, т. е. 1s¹.

Совпадают и вычисленное по уравнению (5) и экспериментальное значения второго потенциала ионизации Не, т. е. отрыва электрона от одноэлектронной частицы Не⁺ (I₂(He) = I(He⁺) = E_¥ – E₁ = = 0–(–13,6·2²)/1² = 54,4 эВ), а вот первый потенциал ионизации Не – двухэлектронной частицы – оказывается равным 24,6 эВ, что существенно меньше, чем 54,4 (см. рис. 9). Причина понятна – межэлектронное отталкивание в атоме Не уменьшает притяжение электронов к ядру по сравнению с одноэлектронным Не⁺. Показано, что эффективный заряд ядра для атома Не составляет примерно 1,7 < 2.

Атом может не только терять, но и присоединять электроны:

А + е ® А^–.

Энергия процесса присоединения электрона к частице называется энергией сродства частицы А к электрону или просто сродством к электрону, Е_А.

Итак, электрон в атоме «детально вымерен и высчитан» – все его возможные состояния можно пронумеровать и охарактеризовать четверкой чисел, три из которых целые, а одно имеет всего два возможных значения. Поразительно, что при этом природа запрещает наличие в атоме хотя бы двух одинаковых (лучше и точнее сказать – находящихся в одинаковом состоянии) электронов! Это фундаментальное свойство электрона называется принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел. Подчеркнем, что из него не известно исключений.

Изложенные всего на 16 страницах простые исходные положения необходимы и достаточны для того, чтобы вывести из электронного строения атомов всё разнообразие известных химических элементов, объединённое в Периодическую систему (ПС).

Вопросы для самопроверки

1. Приведите примеры одноэлектронных и многоэлектронных частиц (нейтральных и заряженных).

2. В чем состоит отличие в описании электрона в одноэлектронных и многоэлектронных частицах?

3. Что такое экранирование?

4. Почему для многоэлектронных частиц энергия электронов зависит от ℓ?

5. Можно ли определить энергию электронов в Li и Li²⁺ по уравнению (4) E_n = –C/n² или по уравнению (5) E_n = –Z²C/n²?

6. Сравните энергии 1s-электрона для Li и Li²⁺.

7. Почему полезно помнить величину 13,6 эВ?

8. Какая частица имеет бóльший размер – Не или Не⁺?

9. Расположите в порядке возрастания энергии АО 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f в многоэлектронных частицах, используя правило n + ℓ.

10. Можно ли утверждать, что для любой многоэлектронной частицы в любом состоянии уровень 4s выше, чем 3d?

11. Что такое потенциал ионизации; сродство к электрону?

12. Что больше – второй потенциал ионизации Не или третий Li?

13. Почему потенциал ионизации любой нейтральной частицы всегда больше (по модулю), чем сродство к электрону?

14. Сформулируйте принцип Паули.