Definition av kvantnummer

Candela Rocío Barbisan | dec. 2021
Kemi ingenjör

Kvantnummer är en uppsättning siffror som representeras av bokstäver som, beroende på positionen för elektron som de hänvisas till, ta olika värden inom ett möjligt intervall. Nu ska vi beskriva var och en av dem och vi kommer att se exempel på hur de appliceras enligt den elektron vi vill beteckna.

Huvudkvantnummer ("n")

Det är nära besläktat med Energi som elektronen besitter. Ju högre "n", desto högre energi, eftersom detta tal är relaterat till storleken på orbitalen. Matematiskt berättar den för oss perioden där elektronen är belägen, och som vi vet från de elektroniska konfigurationerna av elementen i Periodiska systemet, det finns fysiskt upp till sju nivåer av energi. Därför kan "n" variera från ett till sju beroende på distans till vilken atomens elektron finns.

Sekundärt eller azimutalt kvanttal ("ℓ")

Detta nummer tillåter identifiera energisubnivån som elektronen upptar, så, återigen, ju högre azimutkvanttal, desto högre energi har elektronen. Matematiskt kommer "ℓ" att representera undernivåerna "s", "p", "d" och "f" som vi identifierar elektronkonfigurationer för elementen i det periodiska systemet. Det är därför det kan ta värden från noll- upp till ("n" -1) där "n" är det huvudsakliga kvanttalet.

Till exempel, om n = 1, så kan ℓ bara vara noll, eftersom det motsvarar energisubnivån "s". Medan, om n = 2, kan ℓ värdet både noll och ett, eftersom vi kan syfta på en elektron på undernivån "s" respektive undernivån "p". På detta sätt identifierar vi: ℓ = 0 för energiundernivå "s", ℓ = 1 för energiundernivå "p", ℓ = 2 för energiundernivå "d" och ℓ = 3 för energiundernivå "f".

Det bör noteras att enligt "n" kan energiundernivåerna "s", "p", "d" och "f" lägga till orbitaler och därför innehålla fler elektroner. Till exempel, vid n = 1, ℓ = 0 med en enda "s" undernivå och en enda orbital som kan innehålla två elektroner. För n = 2, ℓ = 0 med en undernivå "s" eller ℓ = 1 med en undernivå "p" som kan innehålla tre orbitaler och rymma sex elektroner.

För n = 3, ℓ = 0 med en undernivå "s" eller ℓ = 1 med en undernivå "p" som kan innehålla tre orbitaler och rymmer sex elektroner eller ℓ = 2 med undernivån "d" som kan innehålla fem orbitaler och rymma tio elektroner.

Slutligen, för n = 4, ℓ = 0 med en undernivå "s" eller ℓ = 1 med undernivån "p" som kan innehålla tre orbitaler och rymma sex elektroner eller ℓ = 2 med undernivå "d" som kan innehålla fem orbitaler och inrymma tio elektroner eller ℓ = 3 med undernivå "f" som kan innehålla sju orbitaler och hysa fjorton elektroner.

Om vi ​​ville representera dessa orbitaler i rymden, skulle deras form vara ungefär följande:

Img: ChemistryGod

Magnetiskt kvantnummer ("m")

Det är relaterat till orbitalens orientering i rymden och är relaterat till antalet orbitaler som varje undernivå har. Därför varierar värdet det tar från "-ℓ" till "ℓ". Till exempel, för ℓ = 1, innehåller undernivån "p" upp till 3 orbitaler, så "m" får värden som -1, 0 eller 1. På samma sätt, för ℓ = 2 innehåller undernivå "d" upp till 5 orbitaler, så "m" kan vara: -2, -1, 0, 1 eller 2. På samma sätt fylls den i för ℓ = 0 eller ℓ = 4.

Spin kvantnummer ("s")

Relaterade till elektronens magnetiska egenskaper och de tjänar till att identifiera rotationsriktningen för den elektroner som finns inom samma orbital, eftersom var och en av dem kommer att ha olika tecken. Därför kan "s" ta värdet +1/2 eller -1/2.

Låt oss ta klor som ett exempel, för att identifiera kvantantal i dess elektroner som finns i den sista energinivån. För detta behöver vi känna till dess elektroniska konfiguration, som är: 1s² 2s² 2 P⁶3s²3p⁵. Elektronerna på den sista nivån är de som finns i nivå 3, så: n = 3. Sedan, ℓ = 0 eller ℓ = 1, för elektroner inrymda i undernivåerna "s" respektive "p".

Nu, för ℓ = 0 (3s²), m = 0 och s är värd +1/2 respektive -1/2 i var och en av elektronerna som finns där. För ℓ = 1 (3p⁵), m = -1,0,1, medan s är värd +1/2 respektive -1/2 i var och en av elektronerna som finns där för m = -1 och 0, medan Orbital betecknad som m = 1 är inte komplett med två elektroner, så vi måste välja s = +1/2 eller -1/2, beroende på vad som väljs enligt konventionen.