Chemie is meestal de studie van elektroninteracties tussen atomen en moleculen. Het gedrag van de elektronen in een atoom begrijpen, zoals Aufbau-principe, is een belangrijk onderdeel van begrip chemische reacties. Vroege atoomtheorieën gebruikte het idee dat het elektron van een atoom dezelfde regels volgde als een mini-zonnestelsel waarbij de planeten elektronen waren die rond een centrale protonenzon draaiden. Elektrische aantrekkingskracht is veel sterker dan gravitatiekrachten, maar volgt dezelfde basis omgekeerde vierkante regels voor afstand. Vroege waarnemingen toonden aan dat de elektronen meer als een wolk rond de kern bewogen dan als een individuele planeet. De vorm van de wolk, of orbitaal, was afhankelijk van de hoeveelheid energie, impulsmoment en magnetisch moment van het individuele elektron. De eigenschappen van een atoom elektronen configuratie worden beschreven door vier Kwantumgetallen: n, ℓ, m, en s.
Eerste kwantumnummer
De eerste is het energieniveau kwantumgetal,
n. In een baan bevinden banen met een lagere energie zich dicht bij de bron van aantrekkingskracht. Hoe meer energie je een lichaam in een baan om de aarde geeft, hoe verder 'naar buiten' het gaat. Als je het lichaam voldoende energie geeft, verlaat het het systeem volledig. Hetzelfde geldt voor een elektronenorbit. Hogere waarden van n betekent meer energie voor het elektron en de corresponderende straal van de elektronenwolk of orbitaal 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 corresponderende energieniveaus bij elkaar liggen. Als er voldoende energie aan het elektron wordt toegevoegd, verlaat het het atoom en verlaat het een positieve ion achter.Tweede kwantumnummer
De tweede kwantumgetal is het hoekquantumgetal, ℓ. Elke waarde van n heeft meerdere waarden van ℓ variërend in waarden van 0 tot (n-1). Dit kwantumgetal bepaalt de 'vorm' van de Elektronenwolk. In de scheikunde zijn er namen voor elke waarde van ℓ. De eerste waarde, ℓ = 0 heet een s-orbitaal. s orbitalen zijn sferisch, gecentreerd op de kern. De tweede, ℓ = 1 wordt een p-orbitaal genoemd. p-orbitalen zijn meestal polair en vormen een druppelvormige bloembladvorm met de punt naar de kern gericht. ℓ = 2 orbitaal heet een d orbitaal. Deze orbitalen zijn vergelijkbaar met de p-orbitale vorm, maar met meer 'bloembladen' als een klaverblad. Ze kunnen ook ringvormige vormen hebben rond de basis van de bloembladen. De volgende baan, ℓ = 3 wordt genoemd een f orbitaal. Deze orbitalen lijken veel 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 getallen werden voor het eerst ontdekt in spectroscopie toen de gasvormige elementen werden blootgesteld aan een magnetisch veld. De spectraallijn die overeenkomt met een bepaalde baan zou in meerdere lijnen splitsen wanneer een magnetisch veld over het gas zou worden geïntroduceerd. Het aantal gesplitste lijnen zou gerelateerd zijn aan het hoekkwantumgetal. Deze relatie toont voor elke waarde van ℓ een overeenkomstige set waarden van m variërend van -ℓ tot ℓ wordt gevonden. Dit nummer bepaalt de oriëntatie van de orbitaal in de ruimte. Bijvoorbeeld, p orbitalen komt overeen met ℓ = 1, kan hebben m waarden van -1,0,1. Dit zou drie verschillende oriëntaties in de ruimte vertegenwoordigen voor de dubbele bloembladen van de p-orbitale vorm. Ze zijn meestal gedefinieerd als pX, py, pz om de assen weer te geven waarmee ze zijn uitgelijnd.
Vierde kwantumgetal
Het vierde kwantumgetal is het spinkwantum aantal, 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 individuele elektronen uit te leggen alsof ze met de klok mee of tegen de klok in draaien. Het belangrijke 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.
Quantumnummers relateren aan elektronenorbitalen
Deze vier cijfers, n, ℓ, m, en s kan worden gebruikt om een elektron in een stabiel atoom te beschrijven. De kwantumnummers van elk elektron zijn uniek en kunnen niet worden gedeeld door een ander elektron in dat atoom. Deze eigenschap heet de Pauli-uitsluitingsprincipe. Een stabiel atoom heeft evenveel elektronen als protonen. De regels die de elektronen volgen om zich rond hun atoom te oriënteren, zijn eenvoudig zodra de regels voor de kwantumnummers zijn begrepen.
Ter beoordeling
- n kan hele getallen hebben: 1, 2, 3, ...
- Voor elke waarde van n, ℓ kan gehele getallen hebben van 0 tot (n-1)
- m kan elke waarde van een geheel getal hebben, inclusief nul, van -ℓ tot + ℓ
- s kan + ½ of -½ zijn