Definition von Quantenzahlen

Quantenzahlen sind eine Reihe von Zahlen, die durch Buchstaben dargestellt werden, die je nach Position des Elektron auf die sie sich beziehen, nehmen Sie unterschiedliche Werte in einem möglichen Bereich. Jetzt gehen wir beschreiben jeder von ihnen und wir werden Beispiele sehen, wie sie entsprechend dem Elektron, das wir bezeichnen möchten, angewendet werden.

Hauptquantenzahl ("n")

Es ist eng verwandt mit Energie die das Elektron besitzt. Je höher „n“, desto höher die Energie, da diese Zahl mit der Größe des Orbitals zusammenhängt. Mathematisch sagt es uns die Periode, in der sich das Elektron befindet, und wie wir aus den elektronischen Konfigurationen der Elemente der Periodensystem, es gibt physisch bis zu sieben

Ebenen von Energie. Daher kann "n" je nach von eins bis sieben variieren Distanz zu dem sich das Elektron des Atoms befindet.

Sekundäre oder azimutale Quantenzahl ("ℓ")

Diese Nummer erlaubt identifizieren die Energieunterebene, die das Elektron einnimmt, also je höher die azimutale Quantenzahl, desto höher die Energie des Elektrons. Mathematisch repräsentiert "ℓ" die Unterebenen "s", "p", "d" und "f", mit denen wir Elektronenkonfigurationen der Elemente des Periodensystems identifizieren. Deshalb kann es Werte von annehmen Null bis ("n" -1) wobei "n" die Hauptquantenzahl ist.

Wenn beispielsweise n = 1 ist, kann ℓ nur null sein, da es dem Energieunterniveau "s" entspricht. Für n = 2 hingegen kann ℓ sowohl null als auch eins bedeuten, da wir uns auf ein Elektron des Unterniveaus "s" bzw. des Unterniveaus "p" beziehen können. Auf diese Weise identifizieren wir: ℓ = 0 für das Energie-Unterniveau „s“, ℓ = 1 für das Energie-Unterniveau „p“, ℓ = 2 für das Energie-Unterniveau „d“ und ℓ = 3 für das Energie-Unterniveau „f“.

Zu beachten ist, dass die Energieunterniveaus „s“, „p“, „d“ und „f“ gemäß „n“ Orbitale hinzufügen können und daher mehr Elektronen enthalten. Zum Beispiel bei n = 1, ℓ = 0 mit einem einzelnen „s“-Unterniveau und einem einzelnen Orbital, das zwei Elektronen enthalten kann. Für n = 2 ist ℓ = 0 mit einem Unterniveau „s“ oder ℓ = 1 mit einem Unterniveau „p“, das drei Orbitale enthalten und sechs Elektronen aufnehmen kann.

Für n = 3, ℓ = 0 mit einem Unterniveau „s“ oder ℓ = 1 mit einem Unterniveau „p“, das drei Orbitale enthalten kann und sechs Elektronen aufnehmen oder ℓ = 2 mit der Unterebene "d", die fünf Orbitale enthalten kann und zehn. aufnehmen kann Elektronen.

Schließlich ist für n = 4 ℓ = 0 mit einem Unterniveau „s“ oder ℓ = 1 mit dem Unterniveau „p“, das drei Orbitale enthalten kann und sechs Elektronen aufnehmen kann oder ℓ = 2 mit dem Unterebene „d“, die fünf Orbitale enthalten kann und zehn Elektronen beherbergen kann oder ℓ = 3 mit Unterebene „f“, die sieben Orbitale enthalten und vierzehn beherbergen kann Elektronen.

Wenn wir diese Orbitale im Weltraum darstellen wollten, würde ihre Form in etwa wie folgt aussehen:

Bild: ChemieGott

Magnetische Quantenzahl ("m")

Es bezieht sich auf die Orientierung des Orbitals im Raum und bezieht sich auf die Anzahl der Orbitale, die jede Unterebene hat. Daher reicht der erforderliche Wert von "-ℓ" bis "ℓ". Beispielsweise enthält für ℓ = 1 die Unterebene „p“ bis zu 3 Orbitale, sodass „m“ Werte wie -1, 0 oder 1 erhält. In ähnlicher Weise enthält die Unterebene "d" für ℓ = 2 bis zu 5 Orbitale, also kann "m" sein: -2, -1, 0, 1 oder 2. Ebenso ist es für ℓ = 0 oder ℓ = 4 abgeschlossen.

Spinquantenzahl ("s")

Bezogen auf die magnetischen Eigenschaften des Elektrons und dienen zur Bestimmung der Drehrichtung des Elektronen, die sich im selben Orbital befinden, da jedes von ihnen ein anderes Vorzeichen hat. Daher kann "s" den Wert +1/2 oder -1/2 annehmen.

Nehmen wir Chlor als Beispiel, um Quantenzahlen in seinen Elektronen zu identifizieren, die im letzten Energieniveau untergebracht sind. Dazu müssen wir seine elektronische Konfiguration kennen, die ist: 1s² 2s² 2 P⁶3s²3p⁵. Die Elektronen der letzten Ebene sind diejenigen, die in Ebene 3 untergebracht sind, also: n = 3. Dann gilt ℓ = 0 oder ℓ = 1, für Elektronen, die in den Unterniveaus "s" bzw. "p" untergebracht sind.

Für ℓ = 0 (3s²), m = 0 und s ist in jedem der dort untergebrachten Elektronen +1/2 bzw. -1/2 wert. Für ℓ = 1 (3p⁵), m = -1,0,1, während s in jedem der dort untergebrachten Elektronen für m = -1 und 0 einen Wert von +1/2 bzw. -1/2 hat, während die Das als m = 1 bezeichnete Orbital ist nicht vollständig mit zwei Elektronen, daher müssen wir s = +1/2 oder -1/2 wählen, je nachdem, was gemäß Konvention gewählt wird.

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