Het beschrijven van de toestanden van elektronen in atomen kan een ingewikkelde zaak zijn. Alsof de Engelse taal geen woorden had om oriëntaties zoals "horizontaal" of "verticaal" of "rond" of "vierkant" te beschrijven, zou een gebrek aan terminologie tot veel misverstanden leiden. Natuurkundigen hebben ook termen nodig om de grootte, vorm en oriëntatie van de elektronenorbitalen in een atoom te beschrijven. Maar in plaats van woorden te gebruiken, gebruiken ze cijfers die kwantumgetallen worden genoemd. Elk van deze nummers komt overeen met een ander attribuut van de orbitaal, waardoor natuurkundigen de exacte orbitaal kunnen identificeren die ze willen bespreken. Ze zijn ook gerelateerd aan het totale aantal elektronen dat een atoom kan bevatten als deze orbitaal zijn buitenste of valentieschil is.
TL; DR (te lang; niet gelezen)
TL; DR (te lang; niet gelezen)
Bepaal het aantal elektronen met behulp van kwantumgetallen door eerst het aantal elektronen in elke volledige orbitaal te tellen (op basis van de laatste volledig bezette waarde van het belangrijkste kwantumnummer), vervolgens de elektronen optellen voor de volledige subschillen van de gegeven waarde van het hoofdkwantumgetal, en vervolgens twee elektronen toevoegen voor elk mogelijk magnetisch kwantumgetal voor de laatste onderschaal.
Trek 1 af van het eerste, of principe, kwantumgetal. Omdat de orbitalen in volgorde moeten worden gevuld, geeft dit aan hoeveel orbitalen al vol moeten zijn. Een atoom met de kwantumgetallen 4,1,0 heeft bijvoorbeeld een hoofdkwantumgetal 4. Dit betekent dat 3 orbitalen al vol zijn.
Voeg het maximale aantal elektronen toe dat elke volledige orbitaal kan bevatten. Noteer dit nummer voor later gebruik. De eerste orbitaal kan bijvoorbeeld twee elektronen bevatten; de tweede, acht; en de derde, 18. Daarom kunnen de drie orbitalen samen 28 elektronen bevatten.
Identificeer de subshell die wordt weergegeven door het tweede of hoekige kwantumgetal. De cijfers 0 tot en met 3 vertegenwoordigen respectievelijk de subshells "s", "p", "d" en "f". 1 identificeert bijvoorbeeld een "p"-subshell.
Voeg het maximale aantal elektronen toe dat elke vorige subschil kan bevatten. Als het kwantumnummer bijvoorbeeld een "p"-subschaal aangeeft (zoals in het voorbeeld), voeg dan de elektronen toe in de "s"-subschaal (2). Als uw hoekkwantumgetal echter "d" was, zou u de elektronen in zowel de "s"- als de "p"-subshells moeten toevoegen.
Tel dit aantal op bij de elektronen in de lagere orbitalen. Bijvoorbeeld 28 + 2 = 30.
Bepaal hoeveel oriëntaties van de uiteindelijke subshell mogelijk zijn door het bereik van legitieme waarden voor het derde of magnetische kwantumgetal te bepalen. Als het hoekige kwantumgetal gelijk is aan "l", kan het magnetische kwantumgetal elk getal zijn tussen "l" en "−l", inclusief. Als het hoekkwantumgetal bijvoorbeeld 1 is, kan het magnetische kwantumgetal 1, 0 of -1 zijn.
Tel het aantal mogelijke subshell-oriëntaties tot en met degene die wordt aangegeven door het magnetische kwantumnummer. Begin met het laagste nummer. 0 staat bijvoorbeeld voor de tweede mogelijke oriëntatie voor het subniveau.
Voeg voor elk van de oriëntaties twee elektronen toe aan de vorige elektronensom. Dit is het totale aantal elektronen dat een atoom door deze orbitaal kan bevatten. Bijvoorbeeld, aangezien 30 + 2 + 2 = 34, bevat een atoom met een valentieschil beschreven door de nummers 4,1,0 maximaal 34 elektronen.
