原子の電子エネルギーレベル - パート 2

方位角量子数。磁気量子数。スピン量子数。主量子数。軌道の形状。

原子内の電子と陽子の分布は次のように想像できます。原子は小さな蜂の巣のようなものです。蜂の巣自体が原子核であり、電子はその周りを飛び回る蜂のようなものです。同様に、原子はほぼ 90% が空の空間で構成されています。何故ですか？。電子は広い空間に分布しているのに、陽子はごく狭い空間に閉じ込められているのはなぜか、疑問に思ったことはありませんか?。

陽子の場合、陽子と陽子の間には短距離でのみ作用する核引力が存在し、陽子同士を結合させます。しかし、電子の場合、そのような核引力は存在しません。両者の間には静電気による反発力のみが生じます。そのため、電子は原子核からかなり離れた距離に分布しています。

この分布は、エネルギーレベルという用語を導入することで最もよく理解できます。 K 殻、L 殻、M 殻、N 殻と呼ばれる 4 つの主要なエネルギーレベルがあります。 K殻の電子保持容量は2です。 Lシェルの収容能力は8です。 M シェルの保持容量は 18 で、N シェルの保持容量は 32 です。電子が原子核に近づくほど、そのエネルギーは少なくなります。原子核から遠いほどエネルギーが高くなります。各シェルはさらにサブシェルに分割されます。サブシェルは軌道で構成されています。

シェルとサブシェルの図を以下に示します。ご覧のとおり、K 殻は原子核に最も近く、s サブシェルのみで構成されています。 2 番目の殻である L 殻は、s サブシェルと ap サブシェルで構成されます。 M 殻は s、p、d サブシェルで構成されています。 N 殻は s 、 p 、 d 、 f サブシェルで構成されます。電子は、まず低いエネルギーレベルに、次に高いエネルギーレベルに順番に分布します。

s 、 p 、 d 、 f サブシェルはさらに軌道で構成されます。軌道という用語を理解しましょう。原子内の電子は非常に狭い領域内を非常に高速で移動しているため、電子の正確な位置を見つけることは不可能です。軌道とは、電子が存在する確率が最大となる原子の周囲の空間です。たとえば、この図は、電子が原子核の周りの球状の領域に存在する可能性が高いことを示しています。特定の領域に電子が存在する確率を電子密度と呼びます。なぜこれを電子ではなく電子密度と呼ぶのでしょうか?。特定の瞬間における電子の位置は不明なので、その領域を軌道、その領域内の電子を電子密度と呼びます。

シェル、サブシェル、軌道の内訳をここに示します。 K シェルには s と呼ばれるサブシェルが 1 つあります。 L 殻には s と p の 2 つのサブシェルがあります。 M 殻には s、p、d の 3 つのサブシェルがあります。 N 殻には s、p、d、f の 4 つのサブシェルがあります。各軌道は最大 2 個の電子を保持できます。

ここで軌道の形状について説明します。 S軌道は球形です。これは、電子密度が原子核の周りの軌道内で球形になっていることを意味します。

P軌道はダンベル型です。この軌道では、電子密度は原子核の反対側にある一対のローブの形をとります。 P軌道はx軸上に整列したPx軌道から構成され、 PyY 軸に沿って整列する軌道と、Z 軸に沿って整列する Pz 軌道です。

d サブシェルは 5 つの軌道で構成されています。 d サブシェルの軌道がここに示されています。それらは複雑な形状をしています。

f サブシェルは 7 つの軌道で構成されています。それらはここに図示されています。非常に複雑な形状をしています。

特定の電子が特定の軌道、特定のサブシェル、特定のシェルに存在することを記述するために、新しい一連の数値が導入されました。たとえば、数字[2,1,-1,-1/2]。 2 は電子が 2 番目の殻、つまり M 殻にあることを意味します。 1 は電子が M 殻の p サブシェルにあることを意味します。 -1 は電子が M 殻の P サブシェルの Px 軌道にあることを意味します。 -1/2 は電子の反時計回りのスピンを表します。ちょっと混乱しますよね？。これらの量子数を個別に詳しく調べて、それが電子をどのように表すかを見てみましょう。

量子数は4つあります。 n で表される主量子数は、原子の主殻を表します。電子と原子核の距離を表します。 n は 1、2、3、または 4 です。 n=1はK殻を表します。 n=2はL殻を表します。 n=3はM殻を表します。 n=4はN殻を表します。特定の殻内の軌道の数は、式 n² で調べることもできます。たとえば、2 番目の殻の場合、 n=2で、軌道の数は 2²、つまり 4 になり、s、px、py、pz と名前が付けられます。

2 番目の量子数は、l で表される方位角量子数です。 lは0、1、2、3のいずれかになります。つまり l=n-1。 l は常に n より 1 桁小さくなります。方位角量子数はサブシェルの形状を表します。 l=0 は球形の s サブシェルを表します。 l=1 はダンベル型の p サブシェルを表します。 l=2 は d サブシェルを表します。 l=3 は f サブシェルを表します。

lは常にn=l+1シェルから始まります。たとえば、p 軌道である l=1 は、 n=1 + 1 で 2 から始まります。したがって、p サブシェルは 2 番目のシェルから始まります。同様に、d 軌道である d=2 は、n = 2 + 1 の 3 から始まります。したがって、d サブシェルは 3 番目のシェルから始まります。 l は軌道角量子数とも呼ばれます。

3番目の量子数はmlで表される磁気量子数です。空間内で特定のエネルギーと形状を持つ軌道の方向を指定します。これはサブシェル内の軌道の数を示します。 l の値が与えられた場合、軌道の数は ml = 2l + 1 として求められます。たとえば、d 軌道の場合、l = 2 なので、ml = 2×2 + 1 となり、軌道は 5 つになります。したがって、d サブシェルには空間内で異なる方向を向いた 5 つの軌道があります。軌道の向きに関しては、方位量子数 l の値が与えられた場合、ml の値は -l から +l までの範囲となり、0 も含まれます。たとえば、p サブシェルの場合、l = 1 となり、ml の値は -1、0、+1 になります。与えられた l の値に対する ml の可能な値がここに示されています。

p 軌道の磁気量子数の表現をここに示します。 p サブシェルの場合、l = 1 となり、ml の値は -1、0、+1 になります。

4番目の量子数はスピン量子数であり、次のように表される ms。軌道内の電子は負に帯電し、自身の軸を中心に回転するため、磁場が生成されます。したがって、軌道内で 2 つの電子が同じ方向に回転すると、それらの結果として生じる磁場は互いに反発します。そのため、原子は不安定になります。この不安定性を回避するために、軌道上の電子は互いに反対方向に回転し、その結果生じる磁場は互いに打ち消し合います。 1 つの電子は自身の軸の周りを時計回りに回転し、もう 1 つの電子は反時計回りに回転します。 -1/2 は電子の時計回りのスピンに割り当てられ、+1/2 は反時計回りのスピンに割り当てられます。

ここで、[2,1,-1,-1/2]のような数字を書くと、これらの数字が何を表しているかがはるかに明確になります。 1 つ目は主量子数です。 2番目は方位量子数です。 3番目は磁気量子数です。 4番目はスピン量子数です。

孤立した気体原子およびイオンの基底状態の電子配置

原子の電子エネルギーレベル - パート 2

方位角量子数。 磁気量子数。 スピン量子数。 主量子数。 軌道の形状。

方位角量子数。磁気量子数。スピン量子数。主量子数。軌道の形状。