Keemia on enamasti aatomite ja molekulide elektronide vastasmõju uurimine. Elektroni käitumise mõistmine aatomis, näiteks Aufbau põhimõte, on mõistmise oluline osa keemilised reaktsioonid. Varased aatomiteooriad kasutas ideed, et aatomi elektron järgis samu reegleid nagu mini päikesesüsteem, kus planeedid olid keskpunkti prootoni päikesest tiirlevate elektronide ümber. Elektrilised ligitõmbavad jõud on palju tugevamad kui gravitatsioonijõud, kuid kauguse osas järgivad samu põhilisi ruudu pöördereegleid. Varased vaatlused näitasid, et elektronid liikusid pigem tuuma ümbritseva pilve kui üksiku planeedi asemel. Pilve või orbitaali kuju sõltus energia hulgast, nurkne hoog üksiku elektroni magnetiline moment. Aatomi omadused elektronide konfiguratsioon kirjeldatakse neljaga kvantarvud: n, ℓ, mja s.
Esimene kvantarv
Esimene on energiatase kvantarv, n. Orbiidil on madalama energiaga orbiidid tõmbeallika lähedal. Mida rohkem energiat orbiidil kehale annate, seda kaugemale see "väljub". Kui annate kehale piisavalt energiat, jätab see süsteemi täielikult. Sama on ka elektronorbitaaliga. Kõrgemad väärtused
n tähendab rohkem elektroni energiat ja vastav elektronpilve või orbitaali raadius on tuumast kaugemal. Väärtused n alustage 1-st ja minge täisarvu võrra. Mida suurem on n väärtus, seda lähemal on vastavad energiatasemed üksteisele. Kui elektronile lisatakse piisavalt energiat, lahkub see aatomist ja jätab a positiivne ioon taga.Teine kvantarv
teine kvantarv on nurk-kvantarv, ℓ. Iga väärtus n mitme väärtusega ℓ vahemikus 0 kuni (n-1). See kvantarv määrab elektronpilv. Keemias on iga väärtuse each jaoks nimed. Esimene väärtus, ℓ = 0, kutsus s orbitaaliks. s orbitaalid on sfäärilised, tuuma keskmeks. Teist, ℓ = 1 nimetatakse p-orbitaaliks. p orbitaalid on tavaliselt polaarsed ja moodustavad tuuma poole suunatud kroonlehe kuju. ℓ = 2 orbitaali nimetatakse d orbitaaliks. Need orbitaalid on sarnased p-orbitaalkujuga, kuid rohkemate kroonlehtedega nagu ristikhein. Neil võib olla ka kroonlehtede aluse ümber rõngakujuline kuju. Järgmine orbitaal, ℓ = 3, kutsutakse f orbitaal. Need orbitaalid näevad välja sarnased d orbitaalidega, kuid veelgi rohkemate kroonlehtedega. ℓ kõrgematel väärtustel on nimed, mis järgivad tähestiku järjekorras.
Kolmas kvantarv
Kolmas kvantarv on magnetiline kvantarv, m. Need arvud avastati esmakordselt spektroskoopia käigus, kui gaasilised elemendid puutusid kokku magnetväljaga. Konkreetsele orbiidile vastav spektraaljoon jaguneks mitmeks reaks, kui gaasi kohale juhitaks magnetvälja. Jagatud ridade arv oleks seotud nurga kvantarvuga. See seos näitab iga väärtuse ℓ jaoks vastavat väärtuste komplekti m leitakse vahemikus -ℓ kuni ℓ. See arv määrab orbitaali orientatsiooni ruumis. Näiteks, p orbitaalid vastavad ℓ = 1, võib olla m väärtused -1,0,1. See tähistab p-orbitaalkujuliste kahe kroonlehtede kolme erinevat ruumi orientatsiooni. Tavaliselt määratletakse need lkx, lky, lkz tähistada telgi, millega nad joonduvad.
Neljas kvantarv
Neljas kvantarv on spinni kvant number, s. Selle jaoks on ainult kaks väärtust s, + ½ ja -½. Neid nimetatakse ka „keerutamiseks üles“ ja „keerutamiseks alla“. Seda arvu kasutatakse üksikute elektronide käitumise selgitamiseks, nagu nad keerleksid päripäeva või vastupäeva. Orbitaalide oluline osa on see, et iga väärtus on m on kaks elektroni ja vajas moodust, kuidas neid üksteisest eristada.
Kvantarvude seostamine elektronorbitaalidega
Need neli numbrit, n, ℓ, mja s saab kasutada stabiilse aatomi elektronide kirjeldamiseks. Iga elektroni kvantarv on ainulaadne ja seda ei saa teine selle aatomi elektron jagada. Seda omadust nimetatakse Pauli välistamise põhimõte. Stabiilsel aatomil on nii palju elektrone kui prootonitel. Reeglid, mida elektronid oma aatomi ümber orienteerumiseks järgivad, on lihtsad, kui kvantarvude reeglid on arusaadavad.
Ülevaatamiseks
- n võib olla täisarvu väärtusi: 1, 2, 3, ...
- Iga väärtuse jaoks n, ℓ võib täisarv olla vahemikus 0 kuni (n-1)
- m sellel võib olla mis tahes täisarv, sealhulgas null, vahemikus -ℓ kuni + ℓ
- s võib olla kas + ½ või -½