Poznaj pojęcie liczb kwantowych i orbitali atomowych

Artículo revisado y aprobado por nuestro equipo editorial, siguiendo los criterios de redacción y edición de YuBrain.


Materia składa się z maleńkich cząstek zwanych atomami. Te z kolei składają się z maleńkiego dodatnio naładowanego jądra otoczonego ujemnie naładowaną chmurą elektronów. Liczby kwantowe to serie liczb całkowitych lub prostych ułamków, które są używane do opisania w prosty sposób sposobu, w jaki te elektrony są ułożone wokół jądra . Te liczby kwantowe pozwalają nam określić obszary w przestrzeni, w których można znaleźć elektrony, zwane orbitalami atomowymi.

Zrozumienie liczb kwantowych jest pierwszym krokiem do zrozumienia konfiguracji elektronowej pierwiastków, co pozwala nam w bardzo prosty i elegancki sposób zrozumieć przemiany materii badane w chemii.

Teoria kwantów i równanie Schrödingera

Fizyka opisująca ruch pocisków i planet przestaje działać dobrze, gdy rzeczy są nieskończenie małe. Teorią, która najlepiej opisuje materię na poziomie atomowym, jest teoria kwantowa. Tak jak prawa Newtona stanowią podstawę fizyki klasycznej, tak jedną z podstawowych podstaw teorii kwantowej jest równanie Schrödingera, z którego wynikają liczby kwantowe i orbitale atomowe.

Równanie Schrödingera jest równaniem różniczkowym opisującym zachowanie elektronów jako fal. W najprostszej wersji jest napisane tak:

Równanie Schrödingera, w którym pojawia się funkcja falowa, skąd pochodzą wszystkie liczby kwantowe

Ψ jest funkcją falową, która matematycznie opisuje atom.

Funkcja falowa i orbitale atomowe

Orbitale atomowe wynikają z równania Schrödingera, a dokładniej z funkcji falowej. Długo dyskutowano, co oznacza funkcja falowa, aż odkryto, że jej kwadrat, czyli Ψ 2 , określa prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonym miejscu w przestrzeni.

Umożliwiło to fizykom kwantowym i chemikom określenie obszarów wokół jądra, w których najprawdopodobniej znajdują się elektrony, stąd współczesna koncepcja orbitalu atomowego. W rzeczywistości orbital atomowy jest zdefiniowany w chemii i mechanice kwantowej jako obszar przestrzeni, w którym istnieje 90% prawdopodobieństwo znalezienia elektronu .

liczby kwantowe

Równanie Schrödingera nie jest równaniem, które ma tylko jedno rozwiązanie. W rzeczywistości istnieje nieskończenie wiele rozwiązań tego równania i wszystkie z nich są określone przez liczby kwantowe. Formalnie liczby kwantowe wynikają z różnych funkcji falowych uzyskanych przez rozwiązanie równania Schrödingera dla atomu wodoru. Każda kombinacja tych liczb skutkuje inną funkcją falową, a zatem powoduje powstanie innego orbitalu atomowego.

funkcje falowe określające orbitale atomowe atomu wodoru.

Czym są liczby kwantowe i ile są warte?

Istnieją trzy liczby kwantowe, które definiują orbital atomowy, oraz dodatkowa, która identyfikuje konkretny elektron znajdujący się na tym orbicie. Te liczby to:

  • Główna liczba kwantowa lub poziom energii (n)
  • Wtórna liczba kwantowa lub moment pędu ( l )
  • Magnetyczna liczba kwantowa (ml l )
  • Spinowa liczba kwantowa elektronu (m s )

Główna liczba kwantowa lub poziom energii (n)

Główna liczba kwantowa określa w atomie wodoru poziom energii orbitalu. Pojawia się również w modelu atomowym Bohra i jest powiązany ze średnią odległością elektronów od jądra. W atomach z więcej niż jednym elektronem rzeczywisty poziom energii każdego orbitalu zależy również od obecności elektronów na innych orbitach.

Ta liczba kwantowa może przyjmować tylko liczby naturalne jako wartości: 1, 2, 3,…

Zestaw orbitali, które składają się na każdy główny poziom energii, nazywa się powłoką i jest powiązany z wielką literą alfabetu, zaczynającą się od K.

Główna liczba kwantowa (n) 1 2 3 4 5 6…
Warstwa k Ł M NIE. ALBO P…

Wtórna liczba kwantowa lub moment pędu ( l )

Moment pędu określa kształt orbitalu. W obrębie każdej powłoki lub głównego poziomu energetycznego może istnieć kilka różnych typów orbitali, różniących się wartością ich momentu pędu, dla każdego z nich uzyskuje się charakterystyczny kształt.

Możliwe wartości momentu pędu zależą od głównej liczby kwantowej. W rzeczywistości moment pędu l może przyjąć jako wartość tylko te liczby całkowite, które mieszczą się w zakresie od zera (0) do n – 1 .

Oznacza to, że na poziomie n=1 l może przyjąć tylko wartość n-1=0. Na poziomie n=2 l może przyjąć 0 i 1 jako wartości i tak dalej.

Liczba momentu pędu jest również nazywana podpowłoką energii, a zestaw orbitali w każdej podpowłoce jest również nazywany podpowłoką. Każdy podpoziom jest również powiązany z małą literą, która jest związana z kształtem funkcji falowej. Poniższa tabela przedstawia tę zależność:

Liczba kwantowa momentu pędu ( l ) 0 1 2 3 4…
Warstwa Tak P D F G…

Magnetyczna liczba kwantowa (ml l )

Moment magnetyczny ml jest związany z orientacją w przestrzeni każdego orbitalu.

Ta liczba kwantowa może przyjąć jako wartość tylko te liczby całkowite, które mieszczą się w przedziale od –l do +l , włączając zero.

Na przykład, jeśli l =2 (podpoziom d), m l może przyjmować wartości -2, -1, 0, +1 i +2.

Każda wartość momentu magnetycznego w każdej podpowłoce identyfikuje konkretny orbital. Można zatem powiedzieć, że liczba możliwych magnetycznych liczb kwantowych wskazuje, ile orbitali znajduje się w każdej podpowłoce.

Orientacja orbitali jest zwykle identyfikowana za pomocą osi współrzędnych kartezjańskich, x, y i z , a to zależy od rodzaju danego orbitalu.

Orbitale s są sferyczne, więc nie mają preferowanej orientacji, więc nie ma potrzeby określania ich wartości w ml ( czyli 0). W przypadku orbitali p kierunki x, y i z są często przypisywane odpowiednio do liczb -1, 0 i +1.

Dlatego istnieje jeden orbital s, trzy orbitale p, 5 orbitale d itd. dla każdego poziomu energii (o ile n jest wystarczająco duże).

n, l i l definiują orbital

Z powyższego wynika, że ​​aby zdefiniować orbital atomowy, wystarczy podać określoną kombinację pierwszych trzech liczb kwantowych. Poniższa tabela przedstawia kilka przykładów orbitali atomowych atomu wodoru wraz z odpowiadającymi im liczbami kwantowymi.

NIE On m l Orbitalny
1 0 0 1s
2 0 0 2s
2 1 -1 2p x
2 1 0 2p i
2 1 +1 2p z
3 0 0 3s
3 1 -1 3p x
3 1 0 3p x
3 1 +1 3p x
3 2 -2 3d xy
3 2 -1 3d xz
3 2 0 3d i z
3 2 +1 3d x2-y2
3 2 +2 3d z2

Spinowa liczba kwantowa elektronu (m s )

Wreszcie mamy liczbę kwantową spinu elektronu. Ta liczba kwantowa wskazuje kierunek, w którym obraca się każdy elektron (spin oznacza obrót w języku angielskim).

Spin elektronu może mieć tylko wartości +1/2 lub -1/2.

Wirowanie elektronu powoduje, że generuje on pole magnetyczne, które może wskazywać tylko jeden z dwóch przeciwnych kierunków. Z tego powodu rotacja jest często reprezentowana przez strzałki skierowane w górę lub w dół, w zależności od tego, czy rotacja wynosi +1/2, czy -1/2.

Fakt, że elektron może mieć tylko 2 wartości spinu oraz fakt, że dwa elektrony w tym samym atomie nie mogą mieć tych samych czterech liczb kwantowych (tzw. dwóch elektronów o przeciwnych spinach, o których mówi się, że są sparowane.

Bibliografia

Atkins, Peter i Julio de Paula . (2014). Chemia fizyczna Atkinsa. (wyd. Rev.). Oxford, Wielka Brytania: Oxford University Press.

Chang, R. (2008). Chemia fizyczna ( wyd . 1). Nowy Jork, Nowy Jork: McGraw Hill.

Epiotis, N. i Henze, D. (2003). Układ okresowy (chemia). Encyklopedia nauk fizycznych i technologii , 671–695. https://doi.org/10.1016/b0-12-227410-5/00551-2

Hernandez E., D., Astudillo S., L. (2013). Znajomość liczb kwantowych. Edukacja chemiczna, tom 24, dodatek 2, 485-488. Pobrane z https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/S0187893X13725175

Pauling, L. (2021). Wprowadzenie do mechaniki kwantowej: z zastosowaniami w chemii (wydanie pierwsze). Nowy Jork, Nowy Jork: McGraw-Hill.

Chemia.is. (nd). Liczba kwantowa. Pobrane z https://www.quimica.es/enciclopedia/N%C3%BAmero_cu%C3%A1ntico.html

Urone, PP i Hinrichs, R. (2012, 21 czerwca). 30.8 Liczby i zasady kwantowe – Fizyka uniwersytecka | OpenStax. Pobrano 24 lipca 2021 r. z https://openstax.org/books/college-physics/pages/30-8-quantum-numbers-and-rules

-Reklama-

mm
Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

Artículos relacionados