Kwantumnummers en elektronenorbitalen

Chemie is meestal de studie van elektroninteracties tussen atomen en moleculen. Het begrijpen van het gedrag van de elektronen in een atoom, zoals het Aufbau-principe, is een belangrijk onderdeel van het begrijpen van chemische reacties. Vroege atoomtheorieën gebruikten het idee dat het elektron van een atoom dezelfde regels volgde als een mini-zonnestelsel waarbij de planeten elektronen waren die rond een centrale protonzon cirkelden. Elektrische aantrekkingskrachten zijn veel sterker dan gravitatiekrachten, maar volgen dezelfde basis inverse kwadratische regels voor afstand. Vroege observaties toonden aan dat de elektronen meer bewogen als een wolk rond de kern dan als een individuele planeet. De vorm van de wolk, of orbitaal, hing af van de hoeveelheid energie, het hoekmomentum en het magnetische moment van het individuele elektron. De eigenschappen van de elektronenconfiguratie van een atoom worden beschreven door vier kwantumgetallen: n, ℓ, m, en s.

Eerste kwantumnummer

De eerste is het kwantumgetal van het energieniveau, n. In een baan liggen banen met lagere energie dicht bij de aantrekkingsbron. Hoe meer energie je een lichaam in een baan geeft, hoe verder het eruit gaat. Als je het lichaam voldoende energie geeft, verlaat het het systeem volledig. Hetzelfde geldt voor een elektronenbaan. Hogere waarden van n betekent meer energie voor het elektron en de bijbehorende straal van de elektronenwolk of -baan is verder weg van de kern. Waarden van n begin bij 1 en ga omhoog met gehele getallen. Hoe hoger de waarde van n, hoe dichter de overeenkomstige energieniveaus bij elkaar liggen. Als er voldoende energie aan het elektron wordt toegevoegd, zal het het atoom verlaten en een positief ion achterlaten.

Tweede kwantumnummer

Het tweede kwantumnummer is het hoekige kwantumnummer ℓ. Elke waarde van n heeft meerdere waarden van ℓ, variërend in waarden van 0 tot (n-1). Dit kwantumnummer bepaalt de 'vorm' van de elektronenwolk. In de chemie zijn er namen voor elke waarde van ℓ. De eerste waarde, ℓ = 0, wordt een s orbitaal genoemd. s orbitalen zijn bolvormig, gecentreerd op de kern. De tweede, ℓ = 1 wordt een p orbitaal genoemd. orbitalen zijn meestal polair en vormen een traanvormige bloembladvorm met de punt naar de kern. ℓ = 2 orbitaal wordt een orbitaal genoemd. Deze orbitalen zijn vergelijkbaar met de orbitale vorm, maar hebben meer 'bloembladen' zoals een klaverblad. Ze kunnen ook ringvormen hebben rond de basis van de bloemblaadjes. De volgende baan, ℓ = 3, wordt een orbitaal genoemd. Deze orbitalen lijken vaak op d orbitalen, maar met nog meer 'bloembladen'. Hogere waarden van ℓ hebben namen die in alfabetische volgorde volgen.

Derde kwantumnummer

Het derde kwantumnummer is het magnetische kwantumnummer, m. Deze aantallen werden voor het eerst ontdekt in spectroscopie toen de gasvormige elementen werden blootgesteld aan een magnetisch veld. De spectrale lijn die overeenkomt met een bepaalde baan zou splitsen in meerdere lijnen wanneer een magnetisch veld over het gas zou worden geïntroduceerd. Het aantal gesplitste lijnen zou gerelateerd zijn aan het hoekige kwantumnummer. Deze relatie toont voor elke waarde van ℓ een overeenkomstige reeks waarden van m variërend van -ℓ tot ℓ wordt gevonden. Dit nummer bepaalt de oriëntatie van de baan in de ruimte. P orbitalen komen bijvoorbeeld overeen met ℓ = 1, kunnen hebben m waarden van -1,0,1. Dit zou drie verschillende oriëntaties in de ruimte vertegenwoordigen voor de twee bloembladen van de orbitale vorm. Ze worden meestal gedefinieerd als p_X, p_Y, p_z om de assen weer te geven waarmee ze worden uitgelijnd.

Vierde kwantumnummer

Het vierde kwantumnummer is het spin-kwantumnummer, s. Er zijn slechts twee waarden voor s, +½ en -½. Deze worden ook wel 'spin-up' en 'spin-down' genoemd. Dit nummer wordt gebruikt om het gedrag van afzonderlijke elektronen te verklaren alsof ze met de klok mee of tegen de klok in draaien. Het belangrijkste onderdeel van orbitalen is het feit dat elke waarde van m heeft twee elektronen en had een manier nodig om ze van elkaar te onderscheiden.

Kwantumnummers relateren aan elektronenorbitalen

Deze vier cijfers, n, ℓ, m, en s kan worden gebruikt om een ​​elektron in een stabiel atoom te beschrijven. De kwantumgetallen van elk elektron zijn uniek en kunnen niet worden gedeeld door een ander elektron in dat atoom. Deze eigenschap wordt het Pauli-uitsluitingsprincipe genoemd. Een stabiel atoom heeft net zoveel elektronen als protonen. De regels die de elektronen volgen om zich rond hun atoom te oriënteren, zijn eenvoudig zodra de regels voor de kwantumgetallen zijn begrepen.

Voor beoordeling

• n kan hele getallen hebben: 1, 2, 3, ...
• Voor elke waarde van n, ℓ kan gehele waarden hebben van 0 tot (n-1)
• m kan elke gehele getalswaarde hebben, inclusief nul, van -ℓ tot + ℓ
• s kan + ½ of -½ zijn