普通化學/量子原子

量子數

這四個數字用於描述原子中電子的位置。

編號	符號	可能的值
主量子數	$n\,$	$\displaystyle 1,2,3,4,\ldots$
角動量量子數	$\ell \,$	$\displaystyle 0,1,2,3,\ldots ,(n-1)$
磁量子數	$m_{\text{l}}\,$	$\displaystyle -\ell ,\ldots ,-1,0,1,\ldots ,\ell \,$
自旋量子數	$m_{\text{s}}\,$	$\displaystyle +1/2,-1/2$

主量子數 (n)

決定電子所在的電子層。電子層是決定電子能量的主要因素（n 越高，能量越高），以及軌道的大小，對應於最大核距離（n 越高，距離原子核越遠）。元素在週期表中所處的行數決定了電子層數。氦 (n = 1)、氖 (n = 2)、氬 (n = 3) 等。請注意，電子層將具有不同的編號，如上表所述；例如，氬將包含 $n=1$、$n=2$ 和 $n=3$ 亞層，總共 3 個。

角動量量子數 (l)

也稱為方位量子數。決定電子所在的亞層。每個亞層都有獨特的形狀和字母名稱。s 軌道呈球形，當 l = 0 時出現。p 軌道（有三個）呈淚滴形，當 l = 1 時出現。d 軌道（有五個）當 l = 2 時出現。f 軌道（有七個）當 l = 3 時出現。（順便說一句，當 l = 4 時，軌道為“g 軌道”，但它們（以及 l = 5 的“h 軌道”）在普通化學中可以安全地忽略）。可以使用主量子數計算每個電子層中亞層數，如下所示。 $l=0,1,...(n-2),(n-1).$ 例如，在 $n=2$ 電子層中，亞層為一個 $l=0$ 亞層和 3 個 $l=1$ 亞層。您將在下一節學習如何確定每個亞層的軌道數。

該數字還提供了關於軌道角節點的資訊。一個節點定義為 駐波 上波幅最小的點。當應用於化學時，這是零位移點，因此沒有電子存在。反過來，角節點是指沒有電子存在或沒有電子密度的平面或錐形表面。此頁面上顯示的模型顯示了這些軌道的最簡單表示及其節點。更準確但更復雜的描述對於本書的範圍來說沒有必要。

以下是軌道的圖片。請記住，它們不顯示電子的實際路徑，因為存在海森堡不確定性原理。相反，它們顯示了電子最有可能出現的體積，即機率振幅 最大。兩種顏色代表波函式 的兩個符號（相位）（選擇是任意的）。每個描繪的軌道都是兩個相反m 量子數（見下文）的疊加。

ml	0	-1 和 1	-2 和 2	-3 和 3
S 軌道 →
P 軌道 →
D 軌道 →
F 軌道 →

磁量子數 (m_l)

ml	-3	-2	-1	0	1	2	3
S 軌道 →
P 軌道 →
D 軌道 →
F 軌道 →

磁量子數決定電子所在的軌道。每個亞層的軌道數可以按如下方式計算： $m$_$l$$=-l,-(l-1),...,-1,0,1,...(l-1),l$。m_l 決定複雜相位圍繞 z 軸增加的速度。在沒有磁場的情況下，這些軌道都具有相同的能量，它們是簡併的，可以組合成不同的形狀和空間方向。亞層中簡併的軌道稱為簡併軌道。這僅僅意味著每個 p 亞層中的軌道都具有相同的能級。更高 $l$ 亞層的形狀和方向差異在普通化學中並不重要，並且在同一個更高 $l$ 亞層中的軌道無論形狀差異如何仍然是簡併的。

自旋量子數 (m_s)

它並不決定電子的自旋。 +½對應於電子構型框中的向上箭頭。如果一個軌道中只有一個電子（一個框中只有一個箭頭），那麼它總是被認為是 +½。第二個箭頭，或者向下箭頭，被認為是 -½。每個軌道可以包含一個“自旋向上”電子和一個“自旋向下”電子。

一些例子

讓我們檢查一下鎂原子 ¹²Mg 中電子的量子數。記住，每個數字列表對應於 (n, l, m_l, m_s)。

兩個 s 電子	(1, 0, 0, +½)	(1, 0, 0, -½)
兩個 s 電子	(2, 0, 0, +½)	(2, 0, 0, -½)
六個 p 電子	(2, 1, -1, +½)	(2, 1, -1, -½)	(2, 1, 0, +½)	(2, 1, 0, -½)	(2, 1, 1, +½)	(2, 1, 1, -½)
兩個 s 電子	(3, 0, 0, +½)	(3, 0, 0, -½)

元素週期表

注意元素週期表上的規律。不同的區域或塊，有不同型別的電子。最左側的兩列構成 s 區。最右側的六列構成 p 區。中間的較大區域（過渡金屬）構成 d 區。底部部分構成 f 區（鑭系和錒系）。每一行引入了一個新的電子層（又稱能級）。基本上，行告訴你會有多少個電子層，而列告訴你將出現哪些亞層（以及它們出現在哪些層）。m_l 的值可以透過我們將在下一章學習的一些規則來確定。m_s 的值並不重要，只要在同一個軌道中沒有重複的值。