電子殻

化学と原子物理学 では、電子殻は電子が原子核の周りを回る軌道と考えることができます。原子核に最も近い殻は「1 殻」(「K 殻」とも呼ばれます) と呼ばれ、次に「2 殻」(または「L 殻」)、次に「3 殻」(または「M 殻」) と続き、原子核からどんどん離れていきます。殻は主量子数( n = 1、2、3、4 ...) に対応しているか、X 線表記法で使用される文字 (K、L、M、...) でアルファベット順にラベル付けされています。原子の電子殻を理解するための便利なガイドは、従来の元素周期表の各行が電子殻を表していることです。

各殻には決まった数の電子しか入れられない。第1殻は最大2個の電子、第2殻は最大8個の電子、第3殻は最大18個の電子を入れることができ、一般式のn番目の殻は最大2( n2 )個の電子を入れられる。^[ 1 ^]これらの殻に電子が存在する理由については、電子配置を参照のこと。^[2]

各殻は 1 つ以上のサブシェルで構成され、各サブシェルは 1 つ以上の原子軌道で構成されます。

1913 年、ニールス ボーアは原子のモデルを提案し、電子が順番に軌道を回る配置を示した。当時、ボーアは原子が大きくなるにつれて原子の内側の軌道の容量が 8 個の電子に増えることを許容し、「以下に示す図では、この [外側の] リングの電子の数は、対応する元素の通常の原子価と等しくなっています」とした。これらおよびその他の制約を使用して、彼は現在最初の 6 つの元素についてのみ知られている構成と一致する構成を提案した。「上記から、軽い原子の電子の配置について、次の図が考えられます。」^{[3] [4]}

殻という用語は、アルノルド・ゾンマーフェルトが 1913 年のボーア模型を修正したものに由来する。この時期、ボーアはヴァルター・コッセルと共同研究を行っており、コッセルの 1914 年と 1916 年の論文では、軌道を「殻」と呼んでいた。^{[5] [6]}ゾンマーフェルトはボーアの惑星模型を維持したが、いくつかの元素の微細分光学的構造を説明するために、緩やかな楕円軌道 (追加の量子数 ℓとmで特徴付けられる) を加えた。^{[7]同じ主量子数 (} n )を持つ複数の電子は、近接した軌道を持ち、ボーアの模型の円軌道 (平面で記述される「リング」と呼ばれる軌道) の代わりに、正の厚さの「殻」を形成した。^[8]

電子殻の存在は、チャールズ・バークラとヘンリー・モーズリーのX線吸収研究で初めて実験的に観察された。モーズリーの研究は電子殻の研究とは直接関係がなかった。周期表は重さではなく、原子核内の陽子の電荷によって配列されていることを証明しようとしていたからである。^[9]しかし、電気的に中性な原子の電子の数は陽子の数に等しいため、この研究はニールス・ボーアにとって極めて重要であり、ボーアは1962年のインタビューでモーズリーの研究について何度か言及している。^[10]モーズリーはニールス・ボーアと同じくラザフォードのグループの一員であった。モーズリーはカルシウムから亜鉛までのすべての元素が放出するX線の周波数を測定し、元素が重くなるにつれて周波数が高くなることを発見した。これにより、電子はより低い殻にシフトしたときにX線を放出しているという理論が生まれた。^[11]これにより、電子はコッセル殻に存在し、殻ごとに一定の限界があるという結論に至り、K、L、M、N、O、P、Qの文字でラベル付けされました。 ^{[4] [12]}この用語の起源はアルファベットでした。モーズリーとは独立してX線分光実験者として働いていたバークラは、1909年に元素にX線を照射したときに2つの異なるタイプの散乱に初めて気づき、「A」と「B」と名付けました。バークラは、この2種類のX線回折について説明しました。最初の回折線は、実験で使用した材料の種類とは関係がなく、偏光することができます。2番目の回折線は、照射された材料に依存するため、「蛍光」と名付けました。^[13]当時、これらの線が何を意味するかはわかっていませんでしたが、1911年にバークラは「A」の前に散乱線があるかもしれないと判断し、「K」から始めました。^[14]しかし、その後の実験でK吸収線は最も内側の電子によって生成されることが示されました。これらの文字は後にボーアモデルで使用されたn値1、2、3などに対応することが判明しました。これらは分光学的なジークバーン表記法で使用されます。

電子を殻に割り当てる作業は、1913年から1925年にかけて多くの化学者と少数の物理学者によって続けられました。ニールス・ボーアは化学者の周期表の定義^{[15]の仕事を引き継いだ数少ない物理学者の一人であり、一方}アーノルド・ゾンマーフェルトは、アトムバウアプローチを通じて古典的な軌道物理学の観点からスペクトルの微細構造を説明する原子の相対論的実用モデルを作ることに注力しました。^{[4]化学を学ばなかった} アインシュタインとラザフォードは、化学の観点から周期表の電子殻理論を展開していたアーヴィング・ラングミュア、チャールズ・ベリー、JJトムソン、ギルバート・ルイスといった化学者たちの存在を知らなかった。彼らはいずれも、第一殻には最大2個の電子、第二殻には8個といったボーアのモデルに対する修正を導入し、外殻電子の価数や外殻に電子を加えることで原子が構築されることを説明する役割を担っていた。^{[16] [4]}そのため、ボーアが1922年に電子殻原子理論を概説したとき、その理論を表す数式は存在しなかった。そのためラザフォードは、「どのようにして結論にたどり着くのか」というアイデアを思いつくのに苦労したと述べている。^{[17] [18]}アインシュタインはボーアの1922年の論文について「原子の電子殻とその化学における重要性は私には奇跡のようだったし、今日でも私には奇跡のように見える」と述べた。^{[19]化学者の電子構造の見解に精通していたボーアではなく、電子の} アトムバウ構造を追ったアーノルド・ゾンマーフェルトは、ボーアの1921年の講義と殻モデルに関する1922年の論文を「1913年以来の原子構造における最大の進歩」と評した。^{[4] [20] [17]しかし、ニールス・ボーアの電子殻の発展は、化学者}チャールズ・ルーゲリー・ベリーの1921年の論文と基本的に同じ理論であった。^{[21] [4] [22]}

ゾンマーフェルト-ボーア模型の電子殻構造に関する研究が進むにつれ、ゾンマーフェルトは「軌道の大きさ、軌道の形、軌道が向いている方向を記述する3つの量子数n、k、m 」を導入した。 ^[23] k をボルツマン定数に使用するため、方位量子数はℓに変更された。ハイゼンベルクの行列力学とシュレーディンガーの波動方程式に基づいて現代の量子力学理論が提唱されたとき、これらの量子数は現在の量子理論に保持されたが、n は主量子数、mは磁気量子数に変更された。

しかし、電子殻内の電子の数を表すために今日でも使用されている電子殻モデルの最終的な形は、1923年にエドモンド・ストーナーによって発見され、 n番目の殻は2( n2 )で記述されるという原理を導入しました。これを見て、ヴォルフガング・パウリは1925年に、ゾンマーフェルト-ボーア太陽系原子の古い量子論の時代に4番目の量子数「スピン」を追加し、^現代の電子殻理論を完成させました。^[4]

各殻は1つ以上のサブシェルで構成され、サブシェル自体も原子軌道で構成されています。たとえば、第1殻（K殻）には1sと呼ばれるサブシェルが1つあります。第2殻（L殻）には2sと2pと呼ばれるサブシェルが2つあります。第3殻には3s、3p、3dがあります。第4殻には4s、4p、4d、4fがあります。第5殻には5s、5p、5d、5fがあり、理論的には5gサブシェルに、既知の元素の基底状態の電子配置で占有されていないより多くの電子を保持できます。^[2]次の表に、考えられるさまざまなサブシェルを示します。

• 最初の列は「サブシェル ラベル」で、サブシェルの種類を表す小文字のラベルです。たとえば、「4s サブシェル」は 4 番目のシェル (N) のサブシェルであり、最初の行に種類 (s) が記述されています。
• 2 列目はサブシェルの方位量子数(ℓ) です。正確な定義には量子力学が関係しますが、これはサブシェルを特徴付ける数値です。
• 3 列目は、そのタイプのサブシェルに入れることができる電子の最大数です。たとえば、一番上の行は、各 s タイプ サブシェル (1s、2s など) には最大 2 つの電子を入れることができることを示しています。次のサブシェル (p、d、f、g) にはそれぞれ、前のサブシェルよりも 4 つ多くの電子を入れることができます。
• 4 列目は、どのシェルにそのタイプのサブシェルがあるかを示します。たとえば、上の 2 行を見ると、すべてのシェルに s サブシェルがあり、2 番目以降のシェルにのみ ap サブシェルがあります (つまり、「1p」サブシェルはありません)。
• 最後の列は、ラベル s、p、d、f の歴史的起源を示しています。これらは、原子スペクトル線の初期の研究に由来しています。その他のラベル、つまり g、h、i は、歴史的に最後に由来したラベル f に続くアルファベット順の継続です。

各サブシェルは最大 4 ℓ + 2 個の電子を保持するように制約されています。

• 各sサブシェルは最大2個の電子を保持します
• 各pサブシェルは最大6個の電子を保持します
• 各dサブシェルは最大10個の電子を保持します
• 各fサブシェルは最大14個の電子を保持します
• 各gサブシェルは最大18個の電子を保持します

したがって、sサブシェルのみを含むK殻は最大2個の電子を保持でき、sとapを含むL殻は最大2 + 6 = 8個の電子を保持でき、以下同様に、一般にn番目の殻は最大2n2個の電子を保持できます。^[ 1 ^]

この式は原理的には最大値を与えるが、その最大値は（既知の元素では）最初の4つの殻（K、L、M、N）でのみ達成される。既知の元素には、1つの殻に32個を超える電子を持つものはない。 ^{[25] [26]これは、サブシェルが}アウフバウ原理に従って満たされているためである。1つの殻に32個を超える電子を持つ最初の元素は、周期表の周期8のgブロックに属する。これらの元素は5gサブシェルにいくつかの電子を持ち、したがってO殻（第5主殻）に32個を超える電子を持つことになる。

殻内のすべての電子は同じエネルギーを持っていると言われることもありますが、これは近似値です。ただし、1 つのサブシェル内の電子は、まったく同じレベルのエネルギーを持っており、後のサブシェルでは、前のサブシェルよりも電子 1 個あたりのエネルギーが大きくなっています。この効果は十分に大きいため、殻に関連付けられたエネルギー範囲が重なり合うことがあります。

電子による殻とサブシェルの充填は、エネルギーの低いサブシェルからエネルギーの高いサブシェルへと進みます。これは、一般にマデルング則としても知られるn + ℓ 則に従います。n + ℓ 値の低いサブシェルは、n + ℓ値の高いサブシェルよりも先に充填されます。n + ℓ値が等しい場合は、 n値の低いサブシェルが最初に充填されます。

このため、後の殻は周期表の広大な部分で満たされる。K殻は第1周期（水素とヘリウム）を埋め、L殻は第2周期（リチウムからネオン）を埋める。しかし、M殻はナトリウム（元素番号11）から満たされ始めて銅（元素番号29）まで満たされず、N殻はさらに遅く、カリウム（元素番号19）から満たされ始めてイッテルビウム（元素番号70）まで満たされない。O殻、P殻、Q殻は既知の元素（それぞれルビジウム、セシウム、フランシウム）で満たされ始めるが、最も重い既知の元素であるオガネソン（元素番号118） でも完了していない。

以下のリストは、原子番号の昇順で並べた元素と、殻あたりの電子数を示しています。一見すると、リストのサブセットには明らかなパターンが見られます。特に、5つの元素のセット（  エレクトリックブルー）を各希ガス（グループ18、  ヘリウムより重い（黄色）元素は、最外殻に 3 個から 7 個の連続した数の電子を持っています。

表を化学グループごとに分類すると、特に最後の 2 つの最外殻に関して追加のパターンが表示されます。(元素 57 から 71 はランタノイドに属し、89 から 103 はアクチノイドです。)

以下のリストは、基本的にアウフバウ原理と一致しています。ただし、この規則にはいくつかの例外があります。たとえば、パラジウム(原子番号 46) は、原子番号がそれより低い他の原子とは異なり、第 5 殻に電子がありません。108 を超える元素は半減期が非常に短いため、電子配置はまだ測定されておらず、代わりに予測が挿入されています。

ウィキメディア・コモンズには、電子殻図に関連するメディアがあります。

• 周期表（電子配置）
• 電子カウント
• 18電子則
• コアチャージ