Квантовая физика

«Я думаю, можно с уверенностью сказать, что никто не понимает квантовую физику. механика ». —Физик Ричард П. Фейнман

Сказать, что изобретение полупроводниковых устройств было революцией, не будет преувеличением. Это было не только впечатляющим технологическим достижением, но и проложило путь для разработок, которые неизгладимо изменили современное общество. Полупроводниковые устройства сделали возможным создание миниатюрной электроники, включая компьютеры, определенные типы медицинского диагностического и лечебного оборудования, а также популярные телекоммуникационные устройства, и это лишь некоторые из приложений этой технологии.

За этой технологической революцией стоит еще большая революция в общей науке:в области квантовой физики . Без этого скачка в понимании мира природы разработка полупроводниковых устройств (и более совершенных электронных устройств, которые все еще находятся в стадии разработки) были бы невозможны. Квантовая физика - невероятно сложная область науки. Эта глава представляет собой лишь краткий обзор. Когда ученые уровня Фейнмана говорят, что «никто не понимает [этого]», вы можете быть уверены, что это сложный предмет. Однако без базового понимания квантовой физики или, по крайней мере, понимания научных открытий, которые привели к ее формулировке, невозможно понять, как и почему работают полупроводниковые электронные устройства. Большинство вводных учебников по электронике, которые я прочитал, пытаются объяснить полупроводники с точки зрения «классической» физики, что вызывает больше путаницы, чем понимания.

Атом

Многие из нас видели диаграммы атомов, которые выглядят примерно так, как на рисунке ниже.

Атом Резерфорда:отрицательные электроны вращаются вокруг небольшого положительного ядра.

Крошечные частицы вещества, называемые протонами и нейтроны составляют центр атома; электроны орбита, как планеты вокруг звезды. Ядро несет положительный электрический заряд из-за присутствия протонов (нейтроны не имеют никакого электрического заряда), в то время как уравновешивающий отрицательный заряд атома находится в вращающихся электронах. Отрицательные электроны притягиваются к положительным протонам так же, как планеты гравитационно притягиваются к Солнцу, но орбиты стабильны из-за движения электронов. Этой популярной моделью атома мы обязаны работе Эрнеста Резерфорда, который примерно в 1911 году экспериментально определил, что положительные заряды атомов сосредоточены в крошечном плотном ядре, а не равномерно распределены по диаметру, как было предложено более ранним исследователем. , JJ Томпсон.

Рассеяние Резерфорда

Эксперимент по рассеянию Резерфорда включает бомбардировку тонкой золотой фольги положительно заряженными альфа-частицами, как показано на рисунке ниже. Неожиданные результаты получили молодые аспиранты Х. Гейгер и Э. Марсден. Несколько альфа-частиц отклонились на большие углы. Несколько альфа-частиц рассеялись в обратном направлении, размахиваясь почти на 180 ^o . . Большинство частиц прошли через золотую фольгу без отклонений, что указывает на то, что фольга в основном была пустым пространством. Тот факт, что несколько альфа-частиц испытали большие отклонения, указывал на присутствие крошечного положительно заряженного ядра.

Резерфордское рассеяние:пучок альфа-частиц рассеивается на тонкой золотой фольге.

Хотя атомная модель Резерфорда учитывала экспериментальные данные лучше, чем модель Томпсона, она все же не была идеальной. Были предприняты дальнейшие попытки определить структуру атома, и эти усилия помогли проложить путь к странным открытиям квантовой физики. Сегодня наше понимание атома немного сложнее. Тем не менее, несмотря на революцию в квантовой физике и ее вклад в наше понимание атомной структуры, картина атома в солнечной системе, представленная Резерфордом, настолько укоренилась в общественном сознании, что сохраняется в некоторых областях исследования даже тогда, когда это неуместно. P>

Рассмотрим это краткое описание электронов в атоме, взятое из популярного учебника по электронике:

Таким образом, вращающиеся по орбите отрицательные электроны притягиваются к положительному ядру, что приводит нас к вопросу, почему электроны не влетают в ядро ​​атома. Ответ заключается в том, что вращающиеся электроны остаются на своей стабильной орбите из-за двух равных, но противоположных сил. Центробежная внешняя сила, действующая на электроны из-за орбиты, противодействует притягивающей внутренней силе (центростремительной), пытающейся притягивать электроны к ядру из-за разноименных зарядов.

В соответствии с моделью Резерфорда, этот автор изображает электроны как твердые куски материи, вращающиеся по круговым орбитам, их внутреннее притяжение к противоположно заряженному ядру уравновешивается их движением. Ссылка на «центробежную силу» технически неверна (даже для планет, вращающихся вокруг орбиты), но ее легко простить из-за ее широкого признания:на самом деле не существует такой вещи, как сила, толкающая что-либо вращающееся тело прочь от его центра орбиты. Кажется, что это так, потому что инерция тела имеет тенденцию поддерживать его движение по прямой, а поскольку орбита представляет собой постоянное отклонение (ускорение) от прямолинейного движения, существует постоянное инерционное противодействие любой силе, притягивающей тело к орбите. центр (центростремительный), будь то сила тяжести, электростатическое притяжение или даже натяжение механической связи.

Однако настоящая проблема этого объяснения заключается в том, что электроны движутся по круговым орбитам. Это поддающийся проверке факт, что ускоряющиеся электрические заряды испускают электромагнитное излучение, и этот факт был известен даже во времена Резерфорда. Поскольку орбитальное движение является формой ускорения (вращающийся объект с постоянным ускорением от нормального, прямолинейного движения), электроны в орбитальном состоянии должны испускать излучение, как грязь от вращающейся шины. Электроны ускоряются по круговой траектории в ускорителях частиц, называемых синхротронами . известно, что это происходит, и результат называется синхротронным излучением . Если бы электроны теряли энергию таким образом, их орбиты в конечном итоге распадались бы, что привело бы к столкновениям с положительно заряженным ядром. Тем не менее, обычно этого не происходит внутри атомов. Действительно, электронные «орбиты» необычайно стабильны в широком диапазоне условий.

Возбужденные атомы

Более того, эксперименты с «возбужденными» атомами показали, что электромагнитная энергия, излучаемая атомом, возникает только на определенных, определенных частотах. Известно, что атомы, которые «возбуждаются» внешними воздействиями, такими как свет, поглощают эту энергию и возвращают ее в виде электромагнитных волн определенной частоты, например камертона, который звенит с фиксированной высотой звука независимо от того, как по нему ударить. Когда свет, излучаемый возбужденным атомом, разделяется призмой на составляющие его частоты (цвета), в спектре появляются отчетливые цветные линии, причем структура спектральных линий уникальна для этого элемента. Это явление обычно используется для идентификации атомных элементов и даже для измерения пропорций каждого элемента в соединении или химической смеси. Согласно атомной модели Солнечной системы Резерфорда (рассматривающей электроны как куски материи, свободно вращающейся по орбите любого радиуса) и законам классической физики, возбужденные атомы должны возвращать энергию в практически безграничном диапазоне частот, а не в нескольких избранных. Другими словами, если бы модель Резерфорда была правильной, не было бы эффекта «камертона», и световой спектр, излучаемый любым атомом, выглядел бы как непрерывная цветная полоса, а не как несколько отдельных линий.

BohrModel

Атом водорода Бора (с орбитами, нарисованными в масштабе) только позволяет электронам населять дискретные орбитали. Электроны, падающие с n =3,4,5 или 6 до n =2, составляют бальмеровскую серию спектральных линий.

Новаторский исследователь по имени Нильс Бор попытался улучшить модель Резерфорда после нескольких месяцев обучения в лаборатории Резерфорда в 1912 году. Пытаясь согласовать выводы других физиков (в первую очередь, Макса Планка и Альберта Эйнштейна), Бор предположил, что каждый электрон имели определенное количество энергии, а их орбиты были квантованы так что каждый из них может занимать определенные места вокруг ядра, как прежде воображались шарики, закрепленные на круговых траекториях вокруг ядра, а не свободно перемещающиеся спутники. (Рисунок выше) Из уважения к законам электромагнетизма и ускоряющих зарядов Бор называл эти «орбиты» стационарными состояниями чтобы избежать намеков на то, что они были в движении. Хотя амбициозная попытка Бора переформулировать структуру атома в терминах, приближенных к экспериментальным результатам, была важной вехой в физике, она не была завершена. Его математический анализ дал более точные предсказания экспериментальных событий, чем анализ, принадлежащий предыдущим моделям, но все еще оставались безответные вопросы о том, почему электроны должны вести себя так странно. Утверждение, что электроны существуют в стационарных квантованных состояниях вокруг ядра, объясняет экспериментальные данные лучше, чем модель Резерфорда, но он понятия не имел, что заставит электроны проявлять эти конкретные состояния. Ответ на этот вопрос должен был дать другой физик, Луи де Бройль, примерно десять лет спустя.

Гипотеза Де Бройля

Де Бройль предположил, что электроны как фотоны (частицы света) проявляют как частицы, так и волновые свойства. Основываясь на этом предложении, он предположил, что анализ вращающихся электронов с точки зрения волны, а не с точки зрения частиц, может лучше понять их квантовую природу. Действительно, был достигнут еще один прорыв в понимании.

Вибрация струны на резонансной частоте между двумя фиксированными точками образует стоячую волну . .

Согласно де Бройлю, атом состоит из электронов, существующих в виде стоячих волн . , явление, хорошо известное физикам в самых разных формах. Как щипковая струна музыкального инструмента (рисунок выше), колеблющаяся на резонансной частоте, с «узлами» и «пучностями» в стабильных положениях по всей ее длине. Де Бройль представил электроны вокруг атомов, стоящие в виде волн, изогнутых по окружности, как показано на рисунке ниже.

Электрон «вращается по орбите» как стоячая волна вокруг ядра, (а) два цикла на орбиту, (б) три цикла на орбиту.

Электроны могли существовать только на определенных, определенных «орбитах» вокруг ядра, потому что это были единственные расстояния, на которых совпадали концы волн. В любом другом радиусе волна должна разрушительно интерферировать сама с собой и, таким образом, перестать существовать. Гипотеза де Бройля дала как математическую поддержку, так и удобную физическую аналогию для объяснения квантованных состояний электронов внутри атома, но его атомная модель все еще была неполной. Однако в течение нескольких лет физики Вернер Гейзенберг и Эрвин Шредингер, работая независимо друг от друга, развили концепцию де Бройля о дуальности материи-волны и создали более математически строгие модели субатомных частиц.

Квантовая механика

Этот теоретический прогресс от примитивной модели стоячей волны де Бройля к матрице Гейзенберга и моделям дифференциальных уравнений Шредингера получил название квантовая механика , и он привнес в мир субатомных частиц довольно шокирующую характеристику:черту вероятности или неопределенности. Согласно новой квантовой теории, невозможно было определить точное положение и точный импульс частицы в то же время. Популярное объяснение этого «принципа неопределенности» заключалось в том, что это была ошибка измерения (т. Е. Пытаясь точно измерить положение электрона, вы влияете на его импульс и, следовательно, не можете узнать, что это было до того, как было выполнено измерение положения, и наоборот. наоборот). Поразительное значение квантовой механики состоит в том, что частицы на самом деле не имеют точного положения и импульсы, а уравновешивают две величины таким образом, чтобы их совокупная неопределенность никогда не уменьшалась ниже определенного минимального значения.

Эта форма отношения «неопределенности» существует не только в квантовой механике, но и в других областях. Как обсуждалось в главе «Сигналы переменного тока смешанной частоты» в томе II этой серии книг, существует взаимоисключающая взаимосвязь между достоверностью данных во временной области формы волны и ее данными в частотной области. Проще говоря, чем точнее мы знаем его составляющую частоту (частоты), тем менее точно мы знаем его амплитуду во времени, и наоборот. Процитирую себя:

Сигнал бесконечной продолжительности (бесконечное количество циклов) может быть проанализирован с абсолютной точностью, но чем меньше циклов доступно компьютеру для анализа, тем менее точен анализ. . . Чем меньше циклов волна повторяет, тем менее определена ее частота. Если довести эту концепцию до логического предела, короткий импульс - форма волны, которая даже не завершает цикл - на самом деле не имеет частоты, а действует как бесконечный диапазон частот. Этот принцип является общим для всех волновых явлений, а не только для переменного напряжения и тока.

Чтобы точно определить амплитуду изменяющегося сигнала, мы должны дискретизировать его за очень короткий промежуток времени. Однако это ограничивает наши представления о частоте волны. И наоборот, чтобы определить частоту волны с большой точностью, мы должны делать выборку за много циклов, что означает, что мы теряем из виду ее амплитуду в любой данный момент. Таким образом, мы не можем одновременно узнать мгновенную амплитуду и общую частоту любой волны с неограниченной точностью. Еще более странно то, что эта неопределенность намного больше, чем неточность наблюдателя; он находится в самой природе волны. При наличии соответствующей технологии невозможно получить точные измерения обоих мгновенная амплитуда и частота одновременно. В буквальном смысле волна не может иметь одновременно точную мгновенную амплитуду и точную частоту.

Минимальная неопределенность положения и импульса частицы, выраженная Гейзенбергом и Шредингером, не имеет ничего общего с ограничениями в измерениях; скорее, это внутреннее свойство двойственной природы частицы и материи-волны. Таким образом, электроны на самом деле существуют на своих «орбитах» не как точно определенные частицы материи или даже как точно определенные формы волны, а скорее как «облака» - технический термин - волновая функция - распределения вероятностей, как если бы каждый электрон был «размазан» или «размазан» по диапазону положений и импульсов.

Этот радикальный взгляд на электроны как на неточные облака поначалу кажется противоречащим первоначальному принципу квантованных электронных состояний:электроны существуют на дискретных, определенных «орбитах» вокруг атомных ядер. В конце концов, именно это открытие привело к созданию квантовой теории для его объяснения. Каким странным кажется то, что теория, разработанная для объяснения дискретного поведения электронов, в конечном итоге объявляет, что электроны существуют как «облака», а не как отдельные части материи. Однако квантованное поведение электронов зависит не от электронов, имеющих определенные значения положения и импульса, а, скорее, от других свойств, называемых квантовыми числами . . По сути, квантовая механика избавляется от общепринятых представлений об абсолютном положении и абсолютном импульсе и заменяет их абсолютными понятиями, не имеющими аналогов в обычном опыте.

Четыре квантовых числа

Хотя известно, что электроны существуют в эфирных, «похожих на облака» формах распределенной вероятности, а не в виде дискретных кусков материи, эти «облака» имеют другие характеристики, которые являются дискретный. Любой электрон в атоме можно описать четырьмя числовыми показателями (ранее упомянутые квантовые числа ), который называется Принципал , Угловой момент , Магнитный и Вращение числа. Ниже приводится краткое описание значений каждого из этих чисел:

1. Главное квантовое число

Главное квантовое число: Обозначается буквой n , этот номер описывает оболочку в которой находится электрон. Электронная «оболочка» - это область пространства вокруг ядра атома, в которой могут существовать электроны, что соответствует стабильной модели «стоячей волны» де Бройля и Бора. Электроны могут «прыгать» с оболочки на оболочку, но не могут существовать между области оболочки. Главное квантовое число должно быть положительным целым числом (целым числом, большим или равным 1). Другими словами, главное квантовое число для электрона не может быть 1/2 или -3. Эти целочисленные значения были получены не произвольно, а путем экспериментального подтверждения спектров света:различные частоты (цвета) света, излучаемого возбужденными атомами водорода, следуют последовательности, математически зависящей от конкретных целочисленных значений, как показано на рисунке выше.

Каждая оболочка способна удерживать несколько электронов. Аналогия с электронными оболочками - концентрические ряды сидений амфитеатра. Так же, как человек, сидящий в амфитеатре, должен выбрать ряд, в котором сесть (нельзя сидеть между рядов), электроны должны «выбрать» конкретную оболочку, чтобы «сесть» в ней. Как и в рядах амфитеатра, самые внешние оболочки содержат больше электронов, чем внутренние. Кроме того, электроны стремятся найти самую низкую доступную оболочку, поскольку люди в амфитеатре ищут самое близкое место к центральной сцене. Чем выше номер оболочки, тем больше энергия электронов в ней.

Максимальное количество электронов, которое может содержать любая оболочка, описывается уравнением 2n ² , где «n» - главное квантовое число. Таким образом, первая оболочка (n =1) может содержать 2 электрона; вторая оболочка (n =2) 8 электронов, а третья оболочка (n =3) 18 электронов. (Рисунок ниже)

Электронные оболочки в атоме раньше обозначались буквой, а не цифрой. Первая оболочка (n =1) была помечена K, вторая оболочка (n =2) L, третья оболочка (n =3) M, четвертая оболочка (n =4) N, пятая оболочка (n =5). O, шестая оболочка (n =6) P и седьмая оболочка (n =7) Q.

2. Квантовое число углового момента

Квантовое число углового момента: Оболочка состоит из подоболочек. Можно было бы подумать о подоболочках как о простых подразделениях оболочек, как о полосах, разделяющих дорогу. Подоболочки гораздо более странные. Подоболочки - это области пространства, в которых могут существовать электронные «облака», а разные подоболочки имеют разные формы. Первая подоболочка имеет форму сферы (рисунок ниже), что имеет смысл при визуализации в виде облака электронов, окружающего атомное ядро ​​в трех измерениях. Вторая подоболочка, однако, напоминает гантель, состоящую из двух «лепестков», соединенных вместе в одной точке рядом с центром атома. (Рисунок ниже (p)) Третья подоболочка обычно напоминает набор из четырех «лепестков», сгруппированных вокруг ядра атома. Эти формы подоболочки напоминают графические изображения силы сигнала радиоантенны с выпуклыми лепестками, отходящими от антенны в различных направлениях. (Рисунок ниже (d))

Допустимые квантовые числа углового момента представляют собой целые положительные числа, такие как главные квантовые числа, но также включают ноль. Эти квантовые числа для электронов обозначены буквой l. Количество подоболочек в оболочке равно главному квантовому числу оболочки. Таким образом, первая оболочка (n =1) имеет одну подоболочку с номером 0; вторая оболочка (n =2) имеет две подоболочки, пронумерованные 0 и 1; третья оболочка (n =3) имеет три подоболочки, пронумерованные 0, 1 и 2.

В более старом соглашении для описания подоболочки использовались буквы, а не числа. В этой записи первая подоболочка (l =0) обозначена s, вторая подоболочка (l =1) обозначена p, третья подоболочка (l =2) обозначена d, а четвертая подоболочка (l =3) обозначена f. Буквы происходят от слов острый, главный (не путать с главным квантовым числом n), диффузный и фундаментальный. Вы все еще будете видеть это условное обозначение во многих периодических таблицах, используемое для обозначения электронной конфигурации самых внешних, или валентных, оболочек атома. (Рисунок ниже)

(а) Боровское представление атома Серебра, (б) Подоболочечное представление Ag с разделением оболочек на подоболочки (угловое квантовое число l). Эта диаграмма ничего не говорит о фактическом положении электронов, но представляет уровни энергии.

3. Магнитное квантовое число

Магнитное квантовое число: Магнитное квантовое число для электрона определяет ориентацию его подоболочки. «Лепестки» подоболочек направлены в разные стороны. Эти разные ориентации называются орбиталями . . Для первой подоболочки (s; l =0), которая напоминает сферу, не указывающую «ни в каком направлении», поэтому существует только одна орбиталь. Для второй (p; l =1) подоболочки в каждой оболочке, которая напоминает точку гантели в трех возможных направлениях. Представьте себе три гантели, пересекающиеся в начале координат, каждая из которых ориентирована по разным осям в трехосном координатном пространстве.

Допустимые числовые значения для этого квантового числа состоят из целых чисел от -l до l и обозначаются как m . _l по атомной физике и l _z в ядерной физике. Чтобы вычислить количество орбиталей в любой заданной подоболочке, удвойте номер подоболочки и добавьте 1, (2 · l + 1). Например, первая подоболочка (l =0) в любой оболочке содержит одну орбиталь, пронумерованную 0; вторая подоболочка (l =1) в любой оболочке содержит три орбитали, пронумерованные -1, 0 и 1; третья подоболочка (l =2) содержит пять орбиталей, пронумерованных -2, -1, 0, 1 и 2; и так далее.

Как и основные квантовые числа, магнитное квантовое число возникло непосредственно из экспериментальных данных:эффекта Зеемана, разделения спектральных линий путем воздействия на ионизированный газ магнитного поля, отсюда и название «магнитное» квантовое число.

4. Квантовое число спина

Квантовое число спина: Подобно магнитному квантовому числу, это свойство атомных электронов было обнаружено экспериментально. Внимательное наблюдение за спектральными линиями показало, что каждая линия на самом деле была парой очень близко расположенных линий, и это так называемая тонкая структура была выдвинута гипотеза, что каждый электрон «вращается» вокруг оси, как если бы это была планета. Электроны с разными «спинами» при возбуждении будут испускать немного разные частоты света. Этому квантовому числу было присвоено название «спин». Концепция вращающегося электрона сейчас устарела и больше подходит для (неправильного) представления об электронах как о дискретных кусках материи, а не как об «облаках»; но имя остается.

Квантовые числа спина обозначаются как m . _s по атомной физике и s _z в ядерной физике. Для каждой орбитали в каждой подоболочке в каждой оболочке может быть два электрона, один со спином +1/2, а другой со спином -1/2.

Принцип исключения Паули

Физик Вольфганг Паули разработал принцип, объясняющий упорядочение электронов в атоме в соответствии с этими квантовыми числами. Его принцип, названный принципом исключения Паули , утверждает, что никакие два электрона в одном атоме не могут находиться в одинаковых квантовых состояниях. То есть каждый электрон в атоме имеет уникальный набор квантовых чисел. Это ограничивает количество электронов, которые могут занимать любую заданную орбиталь, подоболочку или оболочку.

Здесь показано расположение электронов в атоме водорода:

С одним протоном в ядре требуется один электрон, чтобы электростатически уравновесить атом (положительный электрический заряд протона точно уравновешен отрицательным электрическим зарядом электрона). Этот электрон находится в самой нижней оболочке (n =1), первой подоболочке (l =0), на единственной орбитали (пространственной ориентации) этой подоболочки (m _l =0) со значением спина 1/2. Распространенный метод описания этой организации - перечисление электронов в соответствии с их оболочками и подоболочками в условном обозначении, называемом спектроскопической нотацией . . В этих обозначениях номер оболочки отображается как целое число, подоболочка - как буква (s, p, d, f), а общее количество электронов в подоболочке (все орбитали, все спины) - как верхний индекс. Таким образом, водород, одинокий электрон которого находится на базовом уровне, описывается как 1s ¹ .

Переходя к следующему атому (в порядке порядкового номера), мы получаем элемент гелий:

У атома гелия есть два протона в ядре, и для этого необходимы два электрона, чтобы уравновесить двойной положительный электрический заряд. Поскольку два электрона - один со спином =1/2, а другой со спином =-1 / 2 - помещаются на одну орбиталь, электронная конфигурация гелия не требует дополнительных подоболочек или оболочек для удержания второго электрона.

Однако атом, которому требуется три или более электронов, будет требуются дополнительные подоболочки для удержания всех электронов, так как только два электрона поместятся в самую нижнюю оболочку (n =1). Рассмотрим следующий атом в последовательности возрастающих атомных номеров, литий:

Атом лития использует часть емкости L-оболочки (n =2). Эта оболочка фактически имеет общую емкость восемь электронов (максимальная емкость оболочки =2n ² электроны). Если мы рассмотрим организацию атома с полностью заполненной L-оболочкой, мы увидим, как все комбинации подоболочек, орбиталей и спинов заняты электронами:

Часто, когда для атома дается спектроскопическое обозначение, любые полностью заполненные оболочки опускаются, а обозначается незаполненная или заполненная на самом высоком уровне оболочка. Например, элемент неон (показанный на предыдущем рисунке), который имеет две полностью заполненные оболочки, может быть спектроскопически описан просто как 2p ⁶ вместо 1 с ² 2с ² 2п ⁶ . Литий с полностью заполненной K-оболочкой и единственным электроном в L-оболочке можно описать просто как 2s ¹ вместо 1 с ² 2с ¹ .

Отсутствие полностью заполненных оболочек нижнего уровня - это не просто удобство записи. Это также иллюстрирует основной принцип химии:химическое поведение элемента в первую очередь определяется его незаполненными оболочками. И водород, и литий имеют по одному электрону во внешних оболочках (1s ¹ и 2s ¹ соответственно), придавая этим двум элементам похожие свойства. Оба являются высоко реактивными и реактивными примерно одинаково (соединение с аналогичными элементами в аналогичных режимах). Неважно, что у лития есть полностью заполненная K-оболочка под почти пустой L-оболочкой:незаполненная L-оболочка - это оболочка, которая определяет его химическое поведение.

Элементы с полностью заполненными внешними оболочками классифицируются как благородные . , и отличаются практически полной нечувствительностью к другим элементам. Эти элементы раньше классифицировались как инертные , когда считалось, что они полностью инертны, но теперь известно, что они образуют соединения с другими элементами при определенных условиях.

Периодическая таблица

Поскольку элементы с идентичными электронными конфигурациями в их внешней оболочке (-ах) демонстрируют сходные химические свойства, Дмитрий Менделеев соответствующим образом организовал различные элементы в таблице. Такая таблица известна как периодическая таблица элементов . , а современные таблицы имеют общую форму на рисунке ниже.

Периодическая таблица химических элементов

Дмитрий Менделеев, русский химик, был первым, кто разработал периодическую таблицу элементов. Хотя Менделеев организовал свою таблицу в соответствии с атомной массой, а не атомным номером, и создал таблицу, которая оказалась не такой полезной, как современные периодические таблицы, его разработка является прекрасным примером научного доказательства. Увидев закономерности периодичности (сходные химические свойства в зависимости от атомной массы), Менделеев предположил, что все элементы должны вписываться в эту упорядоченную схему. Когда он обнаружил «пустые» места в таблице, он следовал логике существующего порядка и выдвинул гипотезу о существовании ранее неоткрытых элементов. Последующее открытие этих элементов предоставило научную легитимность гипотезе Менделеева, способствовало будущим открытиям и привело к форме периодической таблицы, которую мы используем сегодня.

Вот как наука должна работа:гипотезы доводятся до их логических выводов и принимаются, изменяются или отклоняются, как определено согласованием экспериментальных данных с этими выводами. Любой дурак может постфактум сформулировать гипотезу для объяснения существующих экспериментальных данных, и многие так и поступают. Чем отличается научная гипотеза от post hoc спекуляция - это предсказание будущих экспериментальных данных, которые еще не собраны, и возможность опровержения в результате этих данных. To boldly follow a hypothesis to its logical conclusion(s) and dare to predict the results of future experiments is not a dogmatic leap of faith, but rather a public test of that hypothesis, open to challenge from anyone able to produce contradictory data. In other words, scientific hypotheses are always “risky” due to the claim to predict the results of experiments not yet conducted, and are therefore susceptible to disproof if the experiments do not turn out as predicted. Thus, if a hypothesis successfully predicts the results of repeated experiments, its falsehood is disproven.

Quantum Mechanics From Hypothesis to Theory

Quantum mechanics, first as a hypothesis and later as a theory, has proven to be extremely successful in predicting experimental results, hence the high degree of scientific confidence placed in it. Many scientists have reason to believe that it is an incomplete theory, though, as its predictions hold true more at micro physical scales than at macro scopic dimensions, but nevertheless it is a tremendously useful theory in explaining and predicting the interactions of particles and atoms.

As you have already seen in this chapter, quantum physics is essential in describing and predicting many different phenomena. In the next section, we will see its significance in the electrical conductivity of solid substances, including semiconductors. Simply put, nothing in chemistry or solid-state physics makes sense within the popular theoretical framework of electrons existing as discrete chunks of matter, whirling around atomic nuclei like miniature satellites. It is when electrons are viewed as “wave functions” existing in definite, discrete states that the regular and periodic behavior of matter can be explained.

ОБЗОР:

• Electrons in atoms exist in “clouds” of distributed probability, not as discrete chunks of matter orbiting the nucleus like tiny satellites, as common illustrations of atoms show.
• Individual electrons around an atomic nucleus seek unique “states,” described by four quantum numbers :the Principal Quantum Number , known as the shell; the Angular Momentum Quantum Number , known as the subshell; the Magnetic Quantum Number , describing the orbital (subshell orientation); and the Spin Quantum Number , or simply spin . These states are quantized, meaning that no “in-between” conditions exist for an electron other than those states that fit into the quantum numbering scheme.
• The Principal Quantum Number (n ) describes the basic level or shell that an electron resides in. The larger this number, the greater radius the electron cloud has from the atom’s nucleus, and the greater that electron’s energy. Principal quantum numbers are whole numbers (positive integers).
• The Angular Momentum Quantum Number (l ) describes the shape of the electron cloud within a particular shell or level, and is often known as the “subshell.” There are as many subshells (electron cloud shapes) in any given shell as that shell’s principal quantum number. Angular momentum quantum numbers are positive integers beginning at zero and ending at one less than the principal quantum number (n-1).
• The Magnetic Quantum Number (m _l ) describes which orientation a subshell (electron cloud shape) has. Subshells may assume as many different orientations as 2-times the subshell number (l ) plus 1, (2l+1) (E.g. for l=1, ml=-1, 0, 1) and each unique orientation is called an orbital . These numbers are integers ranging from the negative value of the subshell number (l ) through 0 to the positive value of the subshell number.
• The Spin Quantum Number (m _s ) describes another property of an electron, and may be a value of +1/2 or -1/2.
• Pauli’s Exclusion Principle says that no two electrons in an atom may share the exact same set of quantum numbers. Therefore, no more than two electrons may occupy each orbital (spin=1/2 and spin=-1/2), 2l+1 orbitals in every subshell, and n subshells in every shell, and no more.
• Spectroscopic notation is a convention for denoting the electron configuration of an atom. Shells are shown as whole numbers, followed by subshell letters (s,p,d,f), with superscripted numbers totaling the number of electrons residing in each respective subshell.
• An atom’s chemical behavior is solely determined by the electrons in the unfilled shells. Low-level shells that are completely filled have little or no effect on the chemical bonding characteristics of elements.
• Elements with completely filled electron shells are almost entirely unreactive, and are called noble (formerly known as inert ).

СВЯЗАННЫЕ РАБОЧИЕ ТАБЛИЦЫ:

• Atomic Structure Worksheet
• Basic Electricity Worksheet