양자 수는 양자 시스템의 상태를 설명하는 특별한 의미 나 매개 변수가있는 숫자입니다.
처음에 우리는 John Dalton의 이론과 같은 간단한 원자 이론을 연구했을 것입니다. 그러나 기술 발전으로 원자에 대한 새로운 이론이 생겼습니다.
이전에 우리는 원자가 궤적에서 원자핵 주위를 이동할 수 있다는 Niels Bohr의 원자 이론에 대해 알고있었습니다.
그러나 몇 년 후, 양자 이론으로 알려진 새로운 원자 이론은 입자 파동 이원론 이론의 발견 이후 탄생했습니다.
원자의 양자 이론은 원자 모델에 중요한 변화를 제공합니다.
양자 이론에서 원자는 숫자 또는 소위 양자 수 형태로 모델링됩니다 . 자세한 내용은 bil이 무엇인지 자세히 살펴 보겠습니다. 양자.
예비
"양자 수는 양자 시스템의 상태를 설명하는 특별한 의미 나 매개 변수를 가진 숫자입니다."
처음에이 이론은 종종 양자 역학 이론이라고 불리는 이론으로 Erwin Schrödinger라는 유명한 물리학 자에 의해 제시되었습니다.
그가 처음 풀었던 원자 모델은 bil을 얻기 위해 파동 방정식을 통해 수소 원자의 모델이었습니다. 양자.
이 숫자로부터 우리는 원자 궤도에서 시작하는 원자의 모델에 대해 알 수 있습니다. 원자 궤도는 그 안에있는 중성자와 전자와 원자의 행동을 설명합니다.
그러나 양자 이론의 모델은 전자 위치의 불확실성을 기반으로한다는 점에 유의해야합니다. 전자는 별의 궤도를 도는 행성과 같지 않습니다. 그러나 전자는 파동 방정식에 따라 이동하므로 전자의 위치는 "예측"만 가능하거나 확률을 알 수 있습니다.
따라서 양자 역학 이론은 여러 전자 확률을 생성하여 산란 된 전자의 범위가 알려 지거나 소위 오비탈이 될 수 있도록합니다.
양자 수는 정확히 무엇입니까?
기본적으로 양자 수는 다음과 같은 4 개의 숫자 세트로 구성됩니다.
- 주요 양자 수 (n)
- 방위각 수 (l)
- 자기 수 (m)
- 스핀 번호 (s).
위의 네 가지 숫자 세트에서 궤도 에너지 수준, 크기, 모양, 궤도 방사형 확률 또는 방향도 알 수 있습니다.
또한 스핀 수는 궤도에서 전자의 각운동량 또는 스핀을 나타낼 수도 있습니다. 자세한 내용은 지폐를 구성하는 요소를 하나씩 살펴 보겠습니다. 양자.
1. 주요 양자 수 (n)
아시다시피, 주요 양자 수는 원자에서 본 주요 특성, 즉 에너지 수준을 설명합니다.
이 숫자의 값이 클수록 원자가 갖는 궤도의 에너지 수준이 높아집니다.
읽어보기 : 동화 [완료] : 정의, 용어 및 완전한 예원자는 적어도 1의 껍질을 가지고 있기 때문에 주요 양자 수는 양의 정수 (1,2,3,….)로 기록됩니다.
2. 방위각 양자 수 (l)
bil이라고 불리는 주요 양자 번호 뒤에 숫자가 있습니다. 양자 방위각.
방위각 양자 수는 원자가 갖는 궤도 모양을 설명합니다. 궤도 모양은 전자가 차지할 수있는 위치 또는 서브 쉘을 나타냅니다.
서면으로이 숫자는 bil을 빼서 작성됩니다. 1이있는 주 양자 (l = n-1).
원자에 3 개의 껍질이있는 경우 방위각 번호는 2입니다. 즉, 전자가 존재할 수있는 2 개의 하위 껍질이 있습니다.
3. 양자 자기 수 (m)
방위각 번호로 궤도의 모양을 알고 나면 bi로 궤도의 방향도 볼 수 있습니다. 양자 자기.
문제의 궤도 방향은 원자가 갖는 궤도의 위치 또는 방향입니다. 궤도는 방위각 수 (m = ± l)의 값보다 적어도 플러스와 마이너스를 갖습니다.
원자가 l = 3이고 자력이 (m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3)이거나 다른 말로 원자가 7 가지 유형의 방향을 가질 수 있다고 가정합니다.
4. Spin Quantum Number (s)
기본적으로 전자는 각운동량 또는 일반적으로 스핀이라고하는 고유 한 정체성을 가지고 있습니다.
이 신원은 스핀 양자 수라는 숫자로 설명됩니다.
설명 된 값은 스핀의 양수 또는 음수 값이거나 일반적으로 스핀 업 및 스핀 다운이라고합니다.
따라서 bil. 스핀 퀀텀은 (+1/2 및 -1/2)로만 구성됩니다. bil. 양자는 +1/2의 스핀 수를 가지므로 전자는 스핀 업 방향을 갖습니다.
다음은 청구서에 대해 더 많이 이해할 수 있도록 양자 번호 표의 예입니다. 양자.
원자 궤도
이전에 우리는 궤도가 원자가 차지할 수있는 장소 또는 공간이라는 것을 배웠습니다.
궤도를 이해할 수 있도록 아래 이미지를 보겠습니다.
위의 그림은 원자 궤도의 한 형태입니다. 위 이미지의 화살표는 전자가 차지할 수있는 궤도 또는 공간을 보여줍니다.
위의 그림에서 우리는 원자가 전자가 차지할 수있는 두 개의 공간을 가지고 있음을 알 수 있습니다.
원자에는 네 가지 유형의 하위 쉘, 즉 s, p, d 및 f 하위 쉘이 있습니다. 원자의 하위 껍질이 다르기 때문에 궤도의 모양도 다릅니다.
다음은 원자가 갖는 궤도에 대한 몇 가지 설명입니다.
전자 구성
양자 역학 이론에 따라 원자를 모델링하는 방법을 알고 나면 원자 궤도에서 전자의 구성이나 배열에 대해 논의 할 것입니다.
참조 : 절대 값 방정식 (전체 설명 및 예제 문제)원자에서 전자 배열의 기초를 형성하는 세 가지 주요 규칙이 있습니다. 세 가지 규칙은 다음과 같습니다.
1. Aufbau 원리
Aufbau 원리는 전자가 가장 낮은 에너지 수준을 가진 궤도를 먼저 차지하는 전자 배열 규칙입니다.
혼동하지 않도록 아래 그림은 Aufbau 원칙에 따른 배열 규칙입니다.
2. Pauli 금지
전자의 각 배열은 가장 낮은 궤도 에너지 수준에서 가장 높은 수준까지 채울 수 있습니다.
그러나 Pauli는 하나의 원자에서 동일한 양자 수를 가진 두 개의 전자로 구성되는 것은 불가능하다고 강조했습니다. 각 궤도는 반대 스핀을 가진 두 가지 유형의 전자 만 차지할 수 있습니다.
3. 헌드 규칙
전자가 동일한 궤도 에너지 수준에서 채워지면 전자의 배치는 낮은 에너지 수준에서 시작하여 각 궤도에서 스핀 업 전자를 먼저 채우는 것으로 시작됩니다. 그런 다음 스핀 다운 채우기를 진행합니다.
전자 구성은 위에 표시된 것처럼 희가스 원소로도 단순화됩니다.
또한 d subshell에서와 같이 전자 구성의 이상 현상도 발견되었습니다. d 서브 쉘에서 전자는 반으로 채워지거나 완전히 채워지는 경향이 있습니다. 따라서 Cr 원자 구성에는 24 Cr 구성이 있습니다 . [Ar] 4s13d5.
문제 예
다음은 숫자를 더 잘 이해하기위한 몇 가지 샘플 질문입니다. 양자
예 1
전자는 주 양자 수 (n) = 5의 값을 갖습니다. 각 청구서를 결정하십시오. 다른 양자?
대답
n = 5의 값l 값 = 0,1,2 및 3
m의 값 = -1과 +1 사이
l = 3 인 경우 m =-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
예 2
32 Ge 원소 원자의 전자 구성과 전자 다이어그램 찾기
대답
32 Ge : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2 또는 [Ar] 4s2 3d10 4p2
예제 3
8 O2− 이온의 전자 구성과 전자 다이어그램 찾기
대답
8 O2− : 1s2 2s2 2p6 또는 [He] 2s2 2p6 또는 [Ne] (2 개의 전자 추가 : 2s2 2p4 + 2)
예 4
4d 에너지 하위 수준을 차지하는 전자가 가질 수있는 주요, 방위각 및 자기 양자 수를 결정합니다.
대답
n = 4 및 l = 3. l = 2이면 m = -3-2, -1, 0, +1, + 2 + 3 +
예 5
빌을 결정하십시오. 양자 요소 28 Ni
대답
28 Ni = [Ar] 4s2 3d8
