Definice kvantových čísel

Kvantová čísla jsou množina čísel reprezentovaných písmeny, která v závislosti na poloze elektron na které se odkazují, berou různé hodnoty v možném rozsahu. Nyní se chystáme popsat každý z nich a uvidíme příklady, jak jsou aplikovány podle elektronu, který chceme označit.

Hlavní kvantové číslo ("n")

Úzce to souvisí s Energie které elektron vlastní. Čím vyšší „n“, tím vyšší energie, protože toto číslo souvisí s velikostí orbitalu. Matematicky nám to říká období, kde se elektron nachází, a jak víme z elektronických konfigurací prvků Periodická tabulka, je jich fyzicky až sedm úrovně energie. Proto se "n" může lišit od jedné do sedmi v závislosti na vzdálenost ke kterému se nachází elektron atomu.

Sekundární nebo azimutální kvantové číslo ("ℓ")

Toto číslo umožňuje

identifikovat energetická podúroveň, kterou elektron okupuje, takže opět platí, že čím vyšší je azimutální kvantové číslo, tím vyšší je energie elektronu. Matematicky bude "ℓ" představovat podúrovně "s", "p", "d" a "f", které identifikujeme elektronové konfigurace prvků periodické tabulky. Proto může nabývat hodnot od nula až ("n" -1), kde "n" je hlavní kvantové číslo.

Například, pokud n = 1, pak ℓ může být pouze nula, protože odpovídá energetické podúrovni "s". Zatímco pokud n = 2, ℓ může mít hodnotu nula i jednička, protože můžeme označovat elektron podúrovně „s“ nebo podúroveň „p“. Tímto způsobem identifikujeme: ℓ = 0 pro energetickou podúroveň „s“, ℓ = 1 pro energetickou podúroveň „p“, ℓ = 2 pro energetickou podúroveň „d“ a ℓ = 3 pro energetickou podúroveň „f“.

Je třeba poznamenat, že podle „n“ mohou energetické podúrovně „s“, „p“, „d“ a „f“ přidat orbitaly, a proto obsahují více elektronů. Například při n = 1 je ℓ = 0 s jednou podúrovní „s“ a jedním orbitalem, který může obsahovat dva elektrony. Pro n = 2, ℓ = 0 s podúrovní „s“ nebo ℓ = 1 s podúrovní „p“, která může obsahovat tři orbitaly a pojmout šest elektronů.

Pro n = 3, ℓ = 0 s podúrovní „s“ nebo ℓ = 1 s podúrovní „p“, která může obsahovat tři orbitaly a pojme šest elektronů nebo ℓ = 2 s podúrovní "d", která může obsahovat pět orbitalů a pojmout deset elektrony.

Nakonec pro n = 4, ℓ = 0 s podúrovní „s“ nebo ℓ = 1 s podúrovní „p“, která může obsahovat tři orbitaly a pojme šest elektronů, nebo ℓ = 2 s podúroveň „d“, která může obsahovat pět orbitalů a obsahovat deset elektronů nebo ℓ = 3 s podúrovní „f“, která může obsahovat sedm orbitalů a pojmout čtrnáct elektrony.

Pokud bychom chtěli tyto orbitaly znázornit ve vesmíru, jejich tvar by byl něco jako následující:

Img: ChemistryGod

Magnetické kvantové číslo ("m")

Souvisí s orientací orbitalu v prostoru a souvisí s počtem orbitalů, které má každá dílčí úroveň. Proto se hodnota, kterou nabývá, pohybuje od „-ℓ“ do „ℓ“. Například pro ℓ = 1 obsahuje podúroveň „p“ až 3 orbitaly, takže „m“ nabývá hodnot jako -1, 0 nebo 1. Podobně pro ℓ = 2 podúroveň „d“ obsahuje až 5 orbitalů, takže „m“ může být: -2, -1, 0, 1 nebo 2. Podobně se doplní pro ℓ = 0 nebo ℓ = 4.

Spinové kvantové číslo ("s")

Souvisí s magnetickými vlastnostmi elektronu a slouží k identifikaci směru rotace elektronu elektrony, které se nacházejí ve stejném orbitalu, protože každý z nich bude mít jiné znaménko. Proto "s" může mít hodnotu +1/2 nebo -1/2.

Vezměme si jako příklad chlór, abychom identifikovali kvantová čísla v jeho elektronech uložených v poslední energetické hladině. K tomu potřebujeme znát jeho elektronickou konfiguraci, která je: 1s² 2s² 2 P⁶3s²3p⁵. Elektrony poslední úrovně jsou elektrony umístěné v úrovni 3, takže: n = 3. Potom ℓ = 0 nebo ℓ = 1 pro elektrony umístěné v podúrovních "s" nebo "p".

Nyní pro ℓ = 0 (3s²), m = 0 a s má hodnotu +1/2 a -1/2 v každém z elektronů tam umístěných. Pro ℓ = 1 (3p⁵), m = -1,0,1, zatímco s má hodnotu +1/2 a -1/2 v každém z elektronů tam umístěných pro m = -1 a 0, zatímco Orbital označený jako m = 1 není kompletní se dvěma elektrony, takže musíme zvolit s = +1/2 nebo -1/2, podle toho, co zvolíme podle konvence.

Témata v kvantových číslech