Kvantu skaitļu definīcija

Candela Rocío Barbisan | decembris 2021
Ķīmijas inženieris

Kvantu skaitļi ir skaitļu kopa, kas attēlota ar burtiem, kas atkarībā no atrašanās vietas elektrons uz kuriem tie attiecas, ņem dažādus vērtības iespējamā diapazonā. Tagad mēs gatavojamies aprakstīt katrs no tiem, un mēs redzēsim piemērus, kā tie tiek piemēroti atbilstoši elektronam, kuru vēlamies apzīmēt.

Galvenais kvantu skaitlis ("n")

Tas ir cieši saistīts ar Enerģija kas elektronam piemīt. Jo lielāks “n”, jo lielāka enerģija, jo šis skaitlis ir saistīts ar orbitāles izmēru. Matemātiski tas norāda periodu, kurā atrodas elektrons, un, kā mēs zinām no elementu elektroniskajām konfigurācijām. Periodiskā tabula, fiziski ir līdz septiņiem līmeņi enerģijas. Tāpēc "n" var mainīties no viena līdz septiņiem atkarībā no attālums pie kura atrodas atoma elektrons.

Sekundārais vai azimutālais kvantu skaitlis ("ℓ")

Šis numurs ļauj identificēt enerģijas apakšlīmenis, kuru aizņem elektrons, tāpēc atkal, jo augstāks ir azimutālais kvantu skaitlis, jo lielāka ir elektrona enerģija. Matemātiski "ℓ" apzīmē apakšlīmeņus "s", "p", "d" un "f", ar kuriem mēs identificējam periodiskās tabulas elementu elektronu konfigurācijas. Tāpēc tam var būt vērtības, sākot no nulle līdz ("n" -1), kur "n" ir galvenais kvantu skaitlis.

Piemēram, ja n = 1, tad ℓ var būt tikai nulle, jo tas atbilst enerģijas apakšlīmenim "s". Savukārt, ja n = 2, ℓ var būt gan nulle, gan viens, jo mēs varam atsaukties uz attiecīgi "s" vai apakšlīmeņa "p" elektronu. Tādā veidā mēs identificējam: ℓ = 0 enerģijas apakšlīmenim “s”, ℓ = 1 enerģijas apakšlīmenim “p”, ℓ = 2 enerģijas apakšlīmenim “d” un ℓ = 3 enerģijas apakšlīmenim “f”.

Jāatzīmē, ka saskaņā ar "n" enerģijas apakšlīmeņi "s", "p", "d" un "f" var pievienot orbitāles un tādējādi satur vairāk elektronu. Piemēram, ja n = 1, ℓ = 0 ar vienu “s” apakšlīmeni un vienu orbitāli, kas var saturēt divus elektronus. Ja n = 2, ℓ = 0 ar apakšlīmeni “s” vai ℓ = 1 ar apakšlīmeni “p”, kas var saturēt trīs orbitāles un uzņemt sešus elektronus.

Ja n = 3, ℓ = 0 ar apakšlīmeni “s” vai ℓ = 1 ar apakšlīmeni “p”, kas var saturēt trīs orbitāles un uzņemt sešus elektronus vai ℓ = 2 ar apakšlīmeni "d", kas var saturēt piecas orbitāles un uzņemt desmit elektroni.

Visbeidzot, ja n = 4, ℓ = 0 ar apakšlīmeni “s” vai ℓ = 1 ar apakšlīmeni “p”, kas var saturēt trīs orbitāles un uzņemt sešus elektronus vai ℓ = 2 ar apakšlīmenis “d”, kurā var būt piecas orbitāles un kurā ir desmit elektroni, vai ℓ = 3 ar apakšlīmeni “f”, kas var saturēt septiņas orbitāles un četrpadsmit. elektroni.

Ja mēs vēlētos attēlot šīs orbitāles telpā, to forma būtu aptuveni šāda:

Img: Chemistry God

Magnētiskais kvantu skaitlis ("m")

Tas ir saistīts ar orbitāles orientāciju telpā un ir saistīts ar orbitāļu skaitu, kas ir katram apakšlīmenim. Tāpēc tā izmantotā vērtība svārstās no “-ℓ” līdz “ℓ”. Piemēram, ja ℓ = 1, apakšlīmenī “p” ir līdz 3 orbitālēm, tāpēc “m” iegūst tādas vērtības kā -1, 0 vai 1. Tāpat ℓ = 2 apakšlīmenim "d" ir līdz 5 orbitālēm, tāpēc "m" var būt: -2, -1, 0, 1 vai 2. Līdzīgi to pabeidz, ja ℓ = 0 vai ℓ = 4.

Pagrieziena kvantu skaitlis ("s")

Saistīti ar elektronu magnētiskajām īpašībām, un tie kalpo, lai noteiktu griešanās virzienu elektroni, kas atrodas vienā orbitālē, jo katram no tiem būs atšķirīga zīme. Tāpēc "s" var iegūt vērtību +1/2 vai -1/2.

Ņemsim par piemēru hloru, lai identificētu kvantu skaitļus tā elektronos, kas atrodas pēdējā enerģijas līmenī. Lai to izdarītu, mums jāzina tā elektroniskā konfigurācija, kas ir: 1s² 2s² 2 P⁶3s²3p⁵. Pēdējā līmeņa elektroni ir tie, kas atrodas 3. līmenī, tātad: n = 3. Tad ℓ = 0 vai ℓ = 1 elektroniem, kas atrodas attiecīgi "s" vai "p" apakšlīmenī.

Tagad, ja ℓ = 0 (3s²), m = 0 un s ir attiecīgi +1/2 un -1/2 katrā no tur izvietotajiem elektroniem. Ja ℓ = 1 (3p⁵), m = -1,0,1, savukārt s vērtība ir attiecīgi +1/2 un -1/2 katrā no tur izvietotajiem elektroniem, ja m = -1 un 0, savukārt Orbitāle, kas apzīmēta kā m = 1, nav pabeigta ar diviem elektroniem, tāpēc mums jāizvēlas s = +1/2 vai -1/2 atkarībā no tā, kurš ir izvēlēts pēc vienošanās.