Definicja liczb kwantowych

Candela Rocío Barbisan | grudzień 2021
Inżynier chemiczny

Liczby kwantowe to zbiór liczb reprezentowanych przez litery, które w zależności od położenia elektron do którego są odesłani, przyjmuj inne wartości w możliwym zakresie. Teraz zamierzamy opisać każdy z nich i zobaczymy przykłady ich zastosowania zgodnie z elektronem, który chcemy wyznaczyć.

Główna liczba kwantowa ("n")

Jest to ściśle związane z Energia które posiada elektron. Im wyższe „n”, tym wyższa energia, ponieważ liczba ta jest związana z rozmiarem orbitalu. Matematycznie mówi nam o okresie, w którym znajduje się elektron, a jak wiemy z elektronicznych konfiguracji elementów Układ okresowy pierwiastków, fizycznie jest ich do siedmiu poziomy energii. Dlatego „n” może wynosić od jednego do siedmiu w zależności od dystans do którego znajduje się elektron atomu.

Drugorzędowa lub azymutalna liczba kwantowa ( „ℓ”)

Ta liczba pozwala zidentyfikować podpoziom energii, który zajmuje elektron, więc znowu, im wyższa azymutalna liczba kwantowa, tym wyższa energia ma elektron. Matematycznie „ℓ” będzie reprezentować podpoziomy „s”, „p”, „d” i „f”, w których identyfikujemy konfiguracje elektronowe elementów układu okresowego. Dlatego może przyjmować wartości od zero do ("n" -1) gdzie "n" jest główną liczbą kwantową.

Na przykład, jeśli n = 1, to ℓ może wynosić tylko zero, ponieważ odpowiada podpoziomowi energii „s”. Natomiast jeśli n = 2, ℓ może mieć wartość zarówno zero, jak i jeden, ponieważ możemy odnosić się odpowiednio do elektronu podpoziomu „s” lub podpoziomu „p”. W ten sposób identyfikujemy: ℓ = 0 dla podpoziomu energii „s”, ℓ = 1 dla podpoziomu energii „p”, ℓ = 2 dla podpoziomu energii „d” i ℓ = 3 dla podpoziomu energii „f”.

Należy zauważyć, że zgodnie z „n” podpoziomy energii „s”, „p”, „d” i „f” mogą dodawać orbitale, a zatem zawierać więcej elektronów. Na przykład przy n = 1, ℓ = 0 z pojedynczym podpoziomem „s” i pojedynczym orbitalem, który może zawierać dwa elektrony. Dla n = 2, ℓ = 0 z podpoziomem „s” lub ℓ = 1 z podpoziomem „p”, który może zawierać trzy orbitale i pomieścić sześć elektronów.

Dla n = 3, ℓ = 0 z podpoziomem „s” lub ℓ = 1 z podpoziomem „p”, który może zawierać trzy orbitale i pomieścić sześć elektronów lub ℓ = 2 z podpoziomem „d”, który może zawierać pięć orbitali i pomieścić dziesięć elektrony.

Wreszcie, dla n = 4, ℓ = 0 z podpoziomem „s” lub ℓ = 1 z podpoziomem „p”, który może zawierać trzy orbitale i pomieścić sześć elektronów lub ℓ = 2 z podpoziom „d”, który może zawierać pięć orbitali i zawierać dziesięć elektronów lub ℓ = 3 z podpoziomem „f”, który może zawierać siedem orbitali i zawierać czternaście elektrony.

Gdybyśmy chcieli przedstawić te orbitale w przestrzeni, ich kształt wyglądałby mniej więcej tak:

Img: ChemiaBóg

Magnetyczna liczba kwantowa ("m")

Jest to związane z orientacją orbitali w przestrzeni i jest związane z liczbą orbitali, które ma każdy podpoziom. Dlatego przyjmowana przez niego wartość waha się od „-ℓ” do „ℓ”. Na przykład, dla ℓ = 1, podpoziom „p” zawiera do 3 orbitali, więc „m” przybiera wartości takie jak -1, 0 lub 1. Podobnie, dla ℓ = 2 podpoziom „d” zawiera do 5 orbitali, więc „m” może wynosić: -2, -1, 0, 1 lub 2. Podobnie wypełnia się dla ℓ = 0 lub ℓ = 4.

Wirująca liczba kwantowa ("s")

Powiązane z właściwościami magnetycznymi elektronu i służą do określenia kierunku obrotu elektrony znajdujące się na tym samym orbicie, ponieważ każdy z nich będzie miał inny znak. Dlatego „s” może przyjąć wartość +1/2 lub -1/2.

Weźmy za przykład chlor, aby zidentyfikować liczby kwantowe w jego elektronach znajdujących się na ostatnim poziomie energii. W tym celu musimy znać jego konfigurację elektroniczną, która wynosi: 1s² 2s² 2 godz⁶3s²3p⁵. Elektrony ostatniego poziomu to te, które znajdują się na poziomie 3, więc: n = 3. Następnie ℓ = 0 lub ℓ = 1, dla elektronów znajdujących się odpowiednio w podpoziomach „s” lub „p”.

Teraz dla ℓ = 0 (3s²), m = 0, a s jest warte odpowiednio +1/2 i -1/2 w każdym z umieszczonych tam elektronów. Dla = 1 (3p⁵), m = -1,0,1, podczas gdy s jest warte odpowiednio +1/2 i -1/2 w każdym z umieszczonych tam elektronów dla m = -1 i 0, podczas gdy Orbital oznaczony jako m = 1 nie jest kompletny z dwoma elektronami, więc musimy wybrać s = +1/2 lub -1/2, w zależności od tego, co jest wybrane umownie.