Kvantiniai skaičiai ir elektronų orbitalės

Chemija dažniausiai yra atomų ir molekulių elektronų sąveikos tyrimas. Suprasti elektronų elgesį atome, tokius kaip Aufbau principas, yra svarbi supratimo dalis cheminės reakcijos. Ankstyvosios atominės teorijos panaudojo mintį, kad atomo elektronas laikosi tų pačių taisyklių, kaip ir mini saulės sistema, kai planetos buvo elektronai, skriejantys pro protono saulę. Elektrinės patraukliosios jėgos yra daug stipresnės nei gravitacinės jėgos, tačiau pagal atstumą jos vadovaujasi tomis pačiomis pagrindinėmis atvirkštinio kvadrato taisyklėmis. Ankstyvieji stebėjimai parodė, kad elektronai juda labiau kaip branduolys, o ne atskira planeta. Debesies forma arba orbita priklausė nuo energijos kiekio, kampinis pagreitis ir atskiro elektrono magnetinis momentas. Atomo savybės elektronų konfigūracija apibūdinami keturiomis kvantiniai skaičiai: n, ℓ, mir s.

Pirmasis yra energijos lygis kvantinis skaičius, n. Orbitoje žemesnės energijos orbitos yra arti traukos šaltinio. Kuo daugiau energijos kūnui duosite orbitoje, tuo toliau jis „išeis“. Jei kūnui duosite pakankamai energijos, jis visiškai išnyks iš sistemos. Tas pats pasakytina apie elektronų orbitalę. Didesnės vertės

antrasis kvantinis skaičius yra kampinis kvantinis skaičius, ℓ. Kiekviena vertė n turi keletą reikšmių ℓ, kurių vertės svyruoja nuo 0 iki (n-1). Šis kvantinis skaičius lemia elektronų debesis. Chemijoje yra pavadinimai kiekvienai value reikšmei. Pirmoji reikšmė, ℓ = 0, vadinama s orbitale. s orbitos yra rutulio formos, nukreiptos į branduolį. Antrasis, ℓ = 1, vadinamas p orbitale. p orbitalės paprastai yra polinės ir sudaro ašaros žiedlapio formą, nukreiptą link branduolio. ℓ = 2 orbita vadinama d orbita. Šie orbitalai yra panašūs į p orbitalės formą, tačiau turi daugiau „žiedlapių“, pavyzdžiui, dobilų. Jie taip pat gali būti žiedo formos aplink žiedlapių pagrindą. Kviečiama kita orbita, ℓ = 3 f orbita. Šie orbitalai paprastai atrodo panašūs į d orbitalius, tačiau su dar daugiau „žiedlapių“. Didesnės values ​​reikšmės turi vardus, kurie seka abėcėlės tvarka.

Trečiasis kvantinis skaičius yra magnetinis kvantinis skaičius, m. Šie skaičiai pirmą kartą buvo aptikti spektroskopijos metu, kai dujiniai elementai buvo veikiami magnetinio lauko. Spektrinė linija, atitinkanti tam tikrą orbitą, būtų padalyta į kelias linijas, kai dujoms būtų įvestas magnetinis laukas. Padalijimų linijų skaičius būtų susijęs su kampiniu kvantiniu skaičiumi. Šis ryšys parodo kiekvienai value reikšmei atitinkamą reikšmių aibę m randama nuo -ℓ iki ℓ. Šis skaičius nustato orbitos orientaciją erdvėje. Pavyzdžiui, p orbitalės atitinka ℓ = 1, gali turėti m vertės -1,0,1. Tai atspindėtų tris skirtingas p orbitalės formos žiedlapių erdvės orientacijas erdvėje. Paprastai jie apibrėžiami kaip p_x, p_y, p_z pavaizduoti ašis, su kuriomis jie lygiuojasi.

Ketvirtasis kvantinis skaičius yra nugaros kvantas skaičius, s. Yra tik dvi vertės s, + ½ ir -½. Jie taip pat vadinami „nugara aukštyn“ ir „nugara žemyn“. Šis skaičius naudojamas paaiškinti atskirų elektronų elgseną, tarsi jie suktųsi pagal laikrodžio rodyklę arba prieš laikrodžio rodyklę. Svarbi dalis orbitų yra tai, kad kiekviena vertė m turi du elektronus ir reikėjo būdo juos atskirti vienas nuo kito.

Šie keturi skaičiai, n, ℓ, mir s gali būti naudojamas apibūdinti elektroną stabiliame atome. Kiekvieno elektrono kvantiniai skaičiai yra unikalūs ir negali būti dalijami kito to atomo elektronų. Ši savybė vadinama Pauliaus atskirties principas. Stabilus atomas turi tiek elektronų, kiek ir protonų. Taisyklės, kurių elektronai vadovaujasi, norėdami orientuotis aplink savo atomą, yra paprastos, kai tik suprantamos kvantinius skaičius reglamentuojančios taisyklės.

• n gali turėti sveiko skaičiaus reikšmes: 1, 2, 3, ...
• Už kiekvieną vertės n, ℓ gali turėti sveikas skaičius nuo 0 iki (n-1)
• m gali turėti bet kokią sveikojo skaičiaus reikšmę, įskaitant nulį, nuo -ℓ iki + ℓ
• s gali būti + ½ arba -½