原子の原子軌道は、原子核内および原子核の周りで電子が見つかる可能性が最も高い場所を表します。いつでも、各軌道は 2 つの電子しか保持できません。ほとんどの場合、それらは原子核の周りの 3 次元空間として表現され、多数の原子軌道配置を備えています。軌道の側面は、軌道自体に加えて、フレーズまたは記号で表されます。それらは数学関数を表しますが、数学関数自体ではなく、明確な色または陰影のあるローブを持つ軌道イメージで表されることがよくあります。ノードは、異なるフェーズを区別するために使用されます。 「ノード」という用語は、電子が見つからない要素内のポイントを指します。
本質的に、ノードは、電子に遭遇する可能性が非常に低いサイトです。この平面は単に原子核を通過する平面であり、この平面上に電子を見つけることは不可能です.
<オール>n – L – 1 =N
- 方位角量子数は、軌道の節面の数と同じです。つまり、それらは同じものです。
- この図には、角度ノードと放射状ノードの 2 種類のノードがあります。固定角度を使用すると、角度ノードはフラットになることがよくあります。ラジアル ノードは、主量子数の値が増加するにつれて表示される固定半径の球体です。
原子軌道
これは、波動関数として知られる数式であり、原子核または化合物化合物に見られるような原子核のシステムの近くにある 2 つ以下の電子の挙動を表します。軌道は、3 次元領域として、電子が配置される可能性が 95% の軌道として描かれることがあります。典型的な原子軌道は、単一の文字や数字ではなく、軌道に関連する電子の特定の特徴を表す数字と文字の組み合わせ (1s、2p、3d、4f など) でラベル付けされています。主量子数と呼ばれる数字は、エネルギー準位と原子核との距離を表します。 1s 電子は、エネルギー レベルが最も低く、原子核に最も近い電子です。原子核との結合が弱い 2s 電子は、1s 電子よりも原子核から離れた場所で大部分の時間を費やします。軌道の形状は、文字 s、p、d、および f で表され、逆に綴られています。電子の角運動では、その角運動から生じる電子の角運動量の大きさが形を決定します。 s 軌道は、中心が原子核にある球形の軌道です。その結果、1s 電子は核に近い円形領域にほぼ完全に拘束されますが、2s 電子はわずかに広い円形領域に拘束されます。 p軌道は、核の反対側にある一対のローブの近似形状、またはややダンベルに似た構造を持っています。 p 軌道の電子は、軌道のどちらかの半分に存在する可能性が等しくなります。他の軌道にもより複雑な形状があります。スペクトルと原子の電子配置の間に関係があることが発見される前は、スペクトルと原子の電子配置が発見されました。最初のエネルギー準位には p 軌道はありません。それにもかかわらず、より高いエネルギーレベルのそれぞれには、3つのp軌道のセットがあります.これらのトリプレットは、互いに直角な 3 つの軸上にあるかのように空間に配置され、2px、2py、2pz などの添字を使用して区別できます。最初の 2 つを除くすべての主準位に合計 5 つの d 軌道があり、最初の 3 つを除くすべての主準位に合計 7 つの f 軌道があります。これらの軌道はすべて複雑な向きを持ち、最初の 2 つを除くすべての主準位に見られます。
電子がスピンする方法のため、一度に各軌道に関連付けることができる電子は 2 つだけです。その軸を中心とした回転に関して、電子は時計回りまたは反時計回りのスピンを持つと見なすことができ、その結果、各電子は小さな磁石として機能します。完全な軌道にある電子は、互いに正反対のスピンまたは磁気極性と対になっています。
s軌道の形
l =0 の場合、m の値は 0 です。つまり、s 軌道の向きは 1 つしかありません。これは、原子核から特定の距離にある電子を検出する確率が、その距離のすべての方向で同じであることを意味します。形状が重要で、球形が最適な形状です。その結果、すべての s- 軌道は方向性がなく、核に対してすべての方向で球対称です。
量子力学では、s 軌道の大きさは一次量子数 n の値によって決まります。軌道の大きさは、パラメータ「n」の値に比例します。
2s軌道の重要な側面は、軌道の重要な特性である電子を見つける確率がゼロである球殻を持っていることです。ノードまたはノード サーフェスは、これと呼ばれるものです。 2s軌道には球節が1つしかありません。任意のエネルギー準位の s 軌道の節面または節点の数は (n-1) に等しく、n は一次量子数、1 は任意のエネルギーの s 軌道の節面または節点の数です。レベル。
p軌道の形
p サブシェル l =1 の場合、m には 3 つの可能な値、つまり -1、0、+1 があります。つまり、p 軌道には 3 つの異なる向きがあります。これら 3 つの p 軌道は同じ量のエネルギー (縮退状態) を持ちますが、それらの向きは異なります。各 p 軌道は、特定の軸に沿って対称な 2 つのローブで構成されています。葉の向きに応じて、葉はそれぞれ X、Y、Z 軸を中心に対称であるため、それぞれ 2px、2py、2pz として示されます。
p 軌道の 3 次元境界面の断面は、図に線で描かれています。境界面は、表面上の電子を示すドットの 90% を含む表面として定義されます。節面は各 p 軌道を 2 つのローブに分割し、それらは別の節面 (電子密度がゼロの面) によって再び分割されます。たとえば、2px 軌道では、YZ 平面は節平面 x に対応します。
その結果、p 軌道はダンベルのような形をしており、方向性を持っています。それぞれのローブは、サイズが異なっていても、電子を見つける可能性は同じです。より高いエネルギー レベルの p 軌道は、サイズが大きいにもかかわらず、より低いエネルギー レベルの p 軌道と同じ形をしています。
d軌道の形
l =2 の d サブシェルの場合、m には -2、-1、0、1、2 の 5 つの可能な値があります。
これは、d軌道が最大5つの異なる方向を持つことができることを示しています.これらは、座標 dxy、dyz、および
で表されます。dzx、dx2-y2、および dz2。たとえば、3dxy、3dyz、3dzx、3dx2-y2、および 3dz2 です。 dxy、dyz、および dzx 軌道はすべて同じ形状、つまりクローバーの葉の形をしていますが、それぞれ XY、YZ、および ZX 平面に位置しています。
Dz2 軌道は Z 軸に対して対称であり、ドーナツのように中央に電子雲があるダムベル型をしています。ただし、dx2-y2 軌道には、通常の方向ではなく、X 軸と Y 軸に沿って指しているリーフがあります。
任意の nd 軌道に 4 つのローブが存在するのは、d 軌道に 2 つのノードがあるためです。したがって、の代数符号に 2 つの変化があり、その結果、任意の nd 軌道に 4 つのローブが存在します。
結論
確率等高線は、軌道の形状を生成するために使用されます。電子を見つける確率と原子核からの距離をプロットすると、原子核では確率がゼロで、原子核から遠ざかるにつれて確率が高くなり、距離「r」で最大になることがわかります。その後、核から遠ざかるにつれて確率は徐々に減少しますが、グラフに示されているように、核から無限に離れていてもゼロにはなりません。軌道の形は、確率を点で表し、点の数が最も多いところに境界線を引くことで得られます。 s-orbital:球のような形をしています。 P軌道はその名の通り、ダンベルのような形をしています。 3 つの p 軌道のそれぞれは、3 つの軸の 1 つにあります。各 p 軌道は 2 つのローブで構成されています。 D 軌道は、太陽の周りを周回する 5 つの粒子のグループです。このグループでは、5 つのうち 4 つに 4 つのローブがあり、5 つ目のグループには 2 つのローブと中央にリングがあります。
f軌道は全部で7つ。それらのフォームは非常に複雑です。
