Kvantumszámok és elektronpályák

A kémia elsősorban az atomok és molekulák közötti elektron kölcsönhatások tanulmányozása. Az atomok elektronok viselkedésének megértése, például Az Aufbau-elv, a megértés fontos része kémiai reakciók. Korai atomi elméletek arra az elképzelésre jutott, hogy egy atom elektronja ugyanazokat a szabályokat követi, mint egy mini naprendszer, ahol a bolygók elektronjai egy középső proton nap körül keringnek. Az elektromos vonzó erők sokkal erősebbek, mint a gravitációs erők, de a távolsághoz ugyanazokat az alapvető inverz négyzetszabályokat követik. A korai megfigyelések azt mutatták, hogy az elektronok inkább egy, a magot körülvevő felhőként mozognak, nem pedig egy-egy bolygón. A felhő vagy a pálya alakja az energia mennyiségétől függ, perdület és az egyes elektronok mágneses momentuma. Egy atom tulajdonságai elektronkonfiguráció négyet ír le kvantumszámok: n, ℓ, més s.

Az első az az energiaszint kvantumszám, n. Egy pályán egy alacsonyabb energiájú pálya közel van a vonzás forrásához. Minél több energiát adsz egy testnek keringő pályán, annál tovább "ki" megy. Ha elegendő energiát ad a testnek, akkor teljesen elhagyja a rendszert. Ugyanez igaz az elektron-keringésre. Magasabb értékek

Az második kvantumszám a szög kvantumszáma, ℓ. Minden érték n többszörös values ​​értéke 0-tól (n-1) -ig terjed. Ez a kvantum meghatározza a elektron felhő. A kémiában minden of értéknek van neve. Az első érték, ℓ = 0, s orbitálnak nevezi. A keringési pontok gömb alakúak, középpontjában a mag található. A második, ℓ = 1 p orbitalnak nevezik. A p arbitálok általában polárosak és könnycsepp alakúak, és a mag felé mutatnak. ℓ = 2 pályát d orbitálnak nevezzük. Ezek az orbitálisok hasonlóak a p orbitális alakhoz, de több „szirommal” járnak, mint egy lóhere. A szirmok alja körül gyűrű alakúak is lehetnek. A következő b = 3 pályát hívjuk egy orbitális. Ezek az orbitálisok inkább hasonlítanak a d orbitálisokra, de még több „szirommal” rendelkeznek. A ℓ magasabb értékeinek nevei ábécé sorrendben következnek.

A harmadik kvantumszám a mágneses kvantumszám, m. Ezeket a számokat először spektroszkópiával fedezték fel, amikor a gáznemű elemeket mágneses mezőnek tették ki. Az adott pályára eső spektrális vonal több vonalra osztódik, ha mágneses mező vezet be a gázon. Az osztott vonalak száma a szög kvantumszámához kapcsolódik. Ez a kapcsolat minden of értéknél megmutatja a megfelelő értékkészletet m -ℓ és ℓ között van. Ez a szám határozza meg a pálya térbeli tájolását. Például, p orbitál megfelelnek ℓ = 1-nek, lehet m -1,0,1 értékek. Ez a térben három eltérő tájolást jelentene a p orbitális alakú iker szirmok számára. Általában azokat p_x, p_y, p_Z a tengelyek ábrázolására, amelyekkel igazodnak.

A negyedik kvantumszám a spin kvantum szám, s. Csak két érték van s, + ½ és -½. Ezeket „spin up” és „spin down” -nek is nevezik. Ezt a számot az egyes elektronok viselkedésének magyarázatára használják, mintha óramutató járásával megegyező vagy az óramutató járásával megegyező irányban forognának. Az orbitálisok fontos része az a tény, hogy minden egyes értékük m Két elektrontal rendelkezik, és szüksége volt egy módra, hogy megkülönböztessék őket egymástól.

Ez a négy szám, n, ℓ, més s felhasználható egy stabil atomban levő elektron leírására. Mindegyik elektron kvantumszáma egyedi, és az atomban egy másik elektron nem osztható meg. Ezt a tulajdonságot nevezik Pauli kizárási elv. Egy stabil atomban annyi elektron van, mint protonokban. Az elektronok által az atomjuk körül orientálódó szabályok egyszerűek, mihelyt megértik a kvantumszámokra irányadó szabályokat.

• n egész számmal rendelkezik: 1, 2, 3, ...
• Minden értékére n, ℓ egész értéke 0-tól (n-1) lehet
• m tetszőleges egész számot tartalmazhat, beleértve a nullát is, -ℓ és + ℓ között
• s + ½ vagy -½ lehet