Kvantová mechanika poskytuje nejaktuálnější popis stavby atomu. Její název pochází od faktu, že se v tomto modelu energie nemění plynule, ale po větších částech, kvantech. Je velmi složitá, proto si vysvětlíme jen její pohled na uspořádání elektronů, který budeme potřebovat pro zápis elektronové konfigurace.
Kvantová mechanika používá k popisu elektronů 4 kvantová čísla. Každý elektron v atomu tak má k sobě přiřazenou nějakou kombinaci těchto čísel, které určují jeho vlastnosti.
Prvním kvantovým číslem je hlavní kvantové číslo, které se značí n. Toto číslo určuje vzdálenost elektronu od jádra, tedy v jaké elektronové vrstvě atomu se nachází. Nabývá hodnot n1, n2, n3 až n8 nebo také K, L, M až R, což do určité míry odpovídá číslu periody. Pokud tak budou objeveny další prvky, může nám přibýt i n9 nebo vyšší.
Na hlavním kvantovém číslu závisí energie elektronů a velikost orbitalu.
Vedlejší kvantové číslo je druhým ze čtyř kvantových čísel. Značí se l a může nabývat hodnot od 0 do n-1. Pro elektrony s hlavním kvantovým číslem n3 by to tak byly hodnoty 0, 1, 2. Toto kvantové číslo určuje tvar orbitalu. Orbital s vedlejším kvantovým číslem 0 se také označuje jako s-orbital a má tvar koule. Pro hodnotu 1 to je p-orbital, jehož tvar by vznikl rotací osmičky kolem své osy. Hodnotě 2 odpovídá d-orbital a pro hodnotu 3 tu je f-orbital, ty už ale mají dost komplexní tvary.
Třetí kvantové číslo na seznamu se značí ml a nabývá hodnot od -l do l a určuje orientaci orbitalu v prostoru. U orbitalu typu s by to tedy bylo pouze 0, protože kouli nelze otočit. Pro orbital typu p by to byly hodnoty -1, 0, 1, což odpovídá různým otočením ve směru tří os.
Poslední z kvantových čísel se značí ms a v případě elektronů nabývá hodnot 1/2 a -1/2. Určuje vnitřní moment hybnosti elektronu a vyplývá z něj důležitá vlastnost, že se elektrony vyskytují v párech, jejichž spinové kvantové číslo je opačné.
Ke kvantovým číslům se váží tři důležitá pravidla, která určují, jakých hodnot kvantových čísel budou elektrony v atomu nabývat. Jsou velmi důležité při zápisu elektronové konfigurace.
PAULIHO PRINCIP. "V jednom atomu nemohou být dva elektrony, které by měly všechna čtyři kvantová čísla stejná."
Druhá verze tohoto principu říká, že každý orbital může být obsazen nejvýše dvěma elektrony, které se pak liší spinovým číslem.
VÝSTAVBOVÝ PRINCIP. "Orbitaly s nižší energií se zaplňují dříve než orbitaly s vyšší energií."
Energie orbitalů roste směrem od jádra. Nižší energii představuje jak nižší hlavní, tak nižší vedlejší kvantové číslo. Přesné pořadí lze zjistit pohledem do periodické soustavy prvků, kde jsou bloky prvků uspořádány přesně podle tohoto principu. Prkvy v orbitalech s jsou prvky I.A a II.A skupiny, prvky orbitalů p zase prvky III.A až VIII.A skupiny, v d orbitalech jsou pak prvky III.B až II.B skupiny a f prvky bychom hledali mezi lanthanoidy a aktinoidy. Toto pořadí pak je 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s a tak dále.
HUNDOVO PRAVIDLO. "Degenerované orbitaly se nejdříve každý obsadí jedním elektronem se stejným spinovým číslem."
Degenerované orbitaly jsou orbitaly, které mají stejnou energii. Stejnou energii mají ty orbitaly, jejichž hlavní a vedlejší kvantové číslo se shoduje, tedy ty, které se liší magnetickým číslem. Toto pravidlo nám pak říká, že se elektrony budou snažit nejprve zaplnit prázdné orbitaly a teprve pak budou vytvářet dvojice lišící se spinovým číslem.
>> Když jste nyní obeznámeni s kvantovými čísly, můžete se vrhnout na několikrát zmíněný zápis elektronové konfigurace.
tvar orbitalu s
tvar orbitalu p
Našli jste chybu? Máte dotaz? Nápad? Připomínku? Pochvalu? Napište nám na info@edisco.cz.