Kvantu skaitļi un elektronu orbitāles

Ķīmija lielākoties ir atomu un molekulu elektronu mijiedarbības izpēte. Izpratne par elektronu uzvedību atomā, piemēram Aufbau princips, ir svarīga izpratnes sastāvdaļa ķīmiskās reakcijas. Agrīnās atomu teorijas izmantoja ideju, ka atoma elektrons ievēro tos pašus noteikumus kā mini saules sistēma, kur planētas bija elektroni, kas riņķo ap centrālo protonu sauli. Elektriski pievilcīgie spēki ir daudz spēcīgāki nekā gravitācijas spēki, taču attālumam ievēro tos pašus apgrieztā kvadrāta pamatnoteikumus. Sākotnējie novērojumi parādīja, ka elektroni pārvietojas vairāk kā mākonis, kas apņem kodolu, nevis atsevišķu planētu. Mākoņa vai orbītas forma bija atkarīga no enerģijas daudzuma, leņķiskais impulss un atsevišķa elektrona magnētiskais moments. Atoma īpašības elektronu konfigurācija apraksta četri kvantu skaitļi: n, ℓ, m, un s.

Pirmais ir enerģijas līmenis kvantu skaitlis, n. Orbītā zemākas enerģijas orbītas ir tuvu pievilcības avotam. Jo vairāk enerģijas ķermenim piešķirsit orbītā, jo vairāk “izies” tā. Ja jūs piešķirat ķermenim pietiekami daudz enerģijas, tas pilnībā atstās sistēmu. Tas pats attiecas uz elektronu orbitāli. Augstākas vērtības

otrais kvantu skaitlis ir leņķiskais kvantu skaitlis, ℓ. Katra vērtība n ir vairākas values ​​vērtības, sākot no 0 līdz (n-1). Šis kvantu skaitlis nosaka elektronu mākonis. Ķīmijā katrai value vērtībai ir nosaukumi. Pirmo vērtību ℓ = 0 sauc par s orbitāli. s orbitāles ir sfēriskas, centrētas uz kodolu. Otro, ℓ = 1, sauc par p orbitāli. p orbitāles parasti ir polāras un veido asaru ziedlapu formu ar punktu pret kodolu. ℓ = 2 orbitāli sauc par d orbitāli. Šie orbitāles ir līdzīgi p orbītas formai, bet ar vairāk “ziedlapiņām” kā āboliņš. Viņiem var būt arī gredzenveida formas ap ziedlapu pamatni. Tiek izsaukta nākamā orbitāla, ℓ = 3 f orbitāle. Šie orbitāli mēdz izskatīties līdzīgi d orbitāļiem, bet ar vēl vairāk “ziedlapiņām”. Augstākām values ​​vērtībām ir nosaukumi, kas seko alfabēta secībā.

Trešais kvantu skaitlis ir magnētiskais kvantu skaitlis, m. Šie skaitļi pirmo reizi tika atklāti spektroskopijā, kad gāzveida elementus pakļāva magnētiskajam laukam. Spektrālā līnija, kas atbilst konkrētai orbītāi, sadalītos vairākās līnijās, kad visā gāzē tiktu ieviests magnētiskais lauks. Sadalīto līniju skaits būtu saistīts ar leņķisko kvantu skaitli. Šī saistība parāda katru vērtību ℓ, atbilstošo vērtību kopu m tiek atrasts no -ℓ līdz ℓ. Šis skaitlis nosaka orbītas orientāciju telpā. Piemēram, p orbitāles atbilst ℓ = 1, var būt m vērtības -1,0,1. Tas atspoguļotu trīs dažādas orientācijas telpā p orbītas formas dvīņu ziedlapiņām. Parasti tos definē kā p_x, lpp_y, lpp_z lai attēlotu asis, kurām tās izlīdzinātas.

Ceturtais kvantu skaitlis ir griešanās kvantu numurs, s. Ir tikai divas vērtības s, + ½ un -½. Tos sauc arī par “spin up” un “spin down”. Šis skaitlis tiek izmantots, lai izskaidrotu atsevišķu elektronu izturēšanos tā, it kā tie grieztos pulksteņrādītāja virzienā vai pretēji pulksteņrādītāja virzienam. Svarīga orbitāļu sastāvdaļa ir fakts, ka katra vērtība m ir divi elektroni un ir vajadzīgs veids, kā tos atšķirt viens no otra.

Šie četri skaitļi, n, ℓ, m, un s var izmantot, lai aprakstītu elektronu stabilā atomā. Katra elektronu kvantu skaitļi ir unikāli, un tos nevar kopīgot cits šī atoma elektrons. Šis īpašums tiek saukts par Pauli izslēgšanas princips. Stabilam atomam ir tikpat daudz elektronu, cik protoniem. Noteikumi, ko elektroni ievēro, lai orientētos ap atomu, ir vienkārši, kad ir saprasti kvantu skaitļus regulējošie noteikumi.

• n var būt vesela skaitļa vērtības: 1, 2, 3, ...
• Par katru vērtību n, ℓ var būt veseli skaitļi no 0 līdz (n-1)
• m var būt jebkura vesela skaitļa vērtība, ieskaitot nulli, no -ℓ līdz + ℓ
• s var būt vai nu + ½ vai -½