Kaip rasti kiekvieno energijos lygio orbitalių skaičių

Energijos lygiai ir orbitos padeda apibūdinti elektroninę atomo struktūrą. Jie nurodo, kaip elektronai išsidėstę atomuose, ir tokių energijų aprašymas yra gautas iš kvantinės teorijos.

Kvantinė teorija teigia, kad atomai gali egzistuoti tik tam tikrose energijos būsenose. Jei atomas arba elektronas pagal koreliaciją keičia būseną, jis sugeria arba išskiria energijos kiekį, lygų energijos skirtumui tarp būsenų.

Išmetama arba sugeriama energija yra kiekybiškai įvertinta; tai energija, kuriai būdinga apibrėžtos sumos. Šias leistinas energijos būsenas galima apibūdinti skaičių rinkiniais, vadinamais kvantiniais skaičiais.

Elektrono išsidėstymą atome galima apibūdinti keturi kvantiniai skaičiai: n, l, m__l_ ir m_s. Tai susiję su energijos lygiu, elektronų dalelėmis, orbitos kryptimi ir sukimu.

Pirmąjį kvantinį skaičių žymi n ir yra pagrindinis energijos lygis.

Pagrindinis energijos lygio apibrėžimas nurodo stebėtojui orbitos dydį ir nustato energiją. Padidėjimas

Pirmasis kvantinis skaičius gali turėti tik integralines vertes, pradedant 1; n = 1, 2, 3, 4... Kiekvienas energijos lygis taip pat atitinka raidę: n = 1 (K), 2 (L), 3 (M), 4 (N) ...

Norėdami apskaičiuoti orbitalių kiekį iš pagrindinio kvantinio skaičiaus, naudokite n². Yra n² kiekvieno energijos lygio orbitos. Dėl n = 1, yra 1² arba viena orbita. Jei n = 2, yra 2² arba keturios orbitos. Dėl n = 3 yra devyni orbitaliai, skirti n = 4 yra 16 orbitalių, skirtų n = 5 yra 5² = 25 orbitos ir pan.

Norėdami apskaičiuoti maksimalų elektronų skaičių kiekviename energijos lygyje, 2 formulėn² gali būti naudojamas kur n yra pagrindinis energijos lygis (pirmasis kvantinis skaičius). Pavyzdžiui, energijos lygis 1, 2 (1)² apskaičiuoja dviem galimais elektronais, kurie tilps į pirmąjį energijos lygį.

Antrasis kvantinis skaičius žymi pakopas ir žymimas raide l. Šis kvantinis skaičius žymi elektronų požemis ir bendrą elektronų debesies formą.

Pirmieji du kvantiniai skaičiai yra susiję. Bet kuriam duotam n, l gali įgyti bet kurį integralą, prasidedantį nuo 0 iki daugiausiai (n – 1); l = 0, 1, 2, 3 ...

Kvantiniai lygiai, l = 0, 1, 2, 3 atitinka elektronų daleles s, p, d, f, atitinkamai. S forma yra sferinė, p yra aštuonios figūros, o d ir f orbitalės yra sudėtingesnio dizaino, daugiausia susijusios su dobilo formos orbitalėmis.

Kiekvienoje elektronų apvalkale gali būti tam tikras elektronų kiekis, s = 2, p = 6, d = 10 ir f = 14.

Trečiasis kvantinis skaičius m__l_, žymi, kaip elektronų debesis nukreiptas erdvėje.

Šis kvantinis skaičius gali turėti bet kokią integralinę vertę, įskaitant 0 l ir -l (antrasis kvantinis skaičius), arba, m__l = _l... 2, 1, 0, -1, -2... -l

Dėl l = 0, yra tik 1 m__l vertė, taip pat 0. Čia yra tik viena orbita. Dėl p orbitos m_l_ = 1, 0, -1. Tai atitinka tris p orbitales trimis skirtingomis kryptimis, p_x, p_y, p_z, atitinkanti trimatę x, y ir z ašį.

Ketvirtasis kvantinis skaičius žymi sukimąsi pagal laikrodžio rodyklę arba prieš laikrodžio rodyklę.

Elektronas yra įkrovta dalelė, besisukanti ant ašies, todėl pasižyminti magnetinėmis savybėmis. Šis kvantinis skaičius nėra susijęs su n, l, m_lir gali turėti tik dvi galimas reikšmes: +1/2 arba -1/2.

Pridėjus ketvirtąjį kvantinį skaičių, elektronai gali patekti į orbitales, nepažeisdami Pauli išskyrimo principo. Tai teigia, kad jokie du elektronai negali turėti vienodo keturių kvantinių skaičių rinkinio.

Primename, kad radus orbitalių kiekį energijos lygyje, galima gauti pagal formulę n². 3 energijos lygiui n = (3)² arba devynios orbitos.

Išsamesnį skaičiavimą galima atlikti naudojant informaciją iš aukščiau pateiktų kvantinių skaičių. Dėl n = 3, reikšmės l galima pridėti. Dėl l = 0, yra tik viena orbita, m_l = 0. Dėl l = 1, yra trys reikšmės (m_l = −1, 0 arba +1). Dėl l = 2, yra penkios galimos vertės (m_l = −2, −1, 0, +1 arba +2). Taigi pridedant galimybes, iš viso gaunama 1 + 3 + 5 = 9 orbitos.