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確率密度の変動


原子軌道は、原子内の電子 (または電子対) の波の性質を表す数学関数です。それらは原子軌道としても知られています。

さらに、それらは、元素の原子核の原子核周辺の指定された領域で電子を見つける確率を計算する方法を提供します。

軌道の化学

それぞれ異なる形の 4 種類の軌道を持つことができます。これらは、文字 s、p、d、および f で示されます。 s 軌道と p 軌道は、それぞれ有機化学と生物化学で最も一般的であるため、考慮される唯一のものです。核が中心にある球形ですが、p 軌道はダンベル型で、5 つの d 軌道のうち 4 つはクローバーの葉の形をしています。 d 軌道は細長いダンベルのような形をしており、真ん中にドーナツがあり、5 番目の d 軌道も例外ではありません。原子の軌道は、電子殻と呼ばれるさまざまな層または電子殻に編成されています。

軌道の形状:

s 軌道の境界面図は、中心に原子核を持つ球の形をしており、上から見ると 2 次元の円として視覚化できます。

このように、s 軌道は球対称であり、電子の運動の方向に関係なく、特定の距離で電子を見つける確率はすべての方向で等しいと言えます。

また、主量子数 (n) の値の増加に伴って s 軌道のサイズが増加し、4s> 3s> 2s> 1s が最大であることも発見されました。

1s軌道:

1s軌道は、原子核に最も近い距離にある軌道です。他の軌道に比べてエネルギーが最小です。また、最小の球形であるという特徴もあります。その結果、s 軌道の半径は比較的小さくなります。 s 軌道では、一度に 2 つの電子しか存在できません。 s 軌道に電子が 1 つしかない場合、電子配置は 1s1 と書くことができます。これは、s 軌道に電子が 1 つしかないことを意味します。ただし、系に電子が 2 つある場合は 1s2 と書くことができます。 s 軌道の 2 つの電子は、s 軌道の 2 つの電子によって運ばれる同じ電荷の結果として発生する反発の結果として、反対方向に移動します。不対電子が存在する場合、常磁性と呼ばれます。これは、磁石に引き寄せられるためです。ただし、軌道が完全に満たされ、電子対が存在する場合、電子は磁石に引き付けられません。これは反磁性挙動と呼ばれます。

2s 軌道:

2s軌道は1s軌道よりも大きい。その結果、その半径は 1s 軌道の半径よりも大きくなります。 1s軌道の次に原子核に近い軌道です。そのエネルギーは 1s 軌道のエネルギーよりも高く、原子内の他の軌道のエネルギーよりも低くなります。 2s 軌道も 1 つまたは 2 つの電子で満たすことができます。ただし、2s 軌道は、1s 軌道が完成した後にのみ電子で満たされます。これはアウフバウの原理と呼ばれ、電子が部分軌道を満たす順序を示しています。

結論:

量子原子理論によれば、原子はさまざまな数の軌道を持つことができます。これらの軌道のサイズ、形状、方向もすべて分類できます。小さいサイズの軌道では、原子核に近い電子の注意を引く可能性が高くなります。電子の座標を表すことになると、軌道波動関数としても知られる ϕ が使用されます。軌道波動関数の 2 乗は、原子核で電子を見つける確率を示します。

境界面図を描くときも、この波動関数が役に立ちます。軌道の形状は、さまざまな軌道の確率密度が一定の境界面図を使用して、よりよく理解できます。



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