원자의 원자 궤도는 원자의 핵 안팎에서 전자가 발견 될 가능성이 가장 높은 위치를 설명합니다. 주어진 시간에 각 궤도는 두 개의 전자 만 담을 수 있습니다. 대부분의 경우, 그것들은 핵 주변의 3 차원 공간으로 표현되며, 수많은 원자 궤도 구성이 있습니다. 궤도의 측면은 궤도 자체 외에 문구 나 징후로 표시됩니다. 그것들은 수학적 기능을 나타내지 만 종종 수학적 기능 자체가 아닌 별개의 색깔 또는 음영 처리 된 엽을 가진 궤도 이미지로 표시됩니다. 노드는 다른 단계를 구별하는 데 사용됩니다. "노드"라는 용어는 전자를 찾을 수없는 요소의 점을 나타냅니다.
기본적으로 노드는 전자를 만날 가능성이 매우 슬림 한 사이트입니다. 이 평면은 단순히 핵을 통과하는 평면 이며이 평면에서 전자를 찾는 것은 불가능합니다.
- 궤도에서, 노드 수는 각각 양자 수 N 및 L의 관점에서 각각 및 방사형 노드 수의 총계와 같습니다.
n - l - 1 =n
- 방위각 양자 수는 궤도의 결절 평면의 수와 동일합니다. 이는 그들이 동일하다는 것을 의미합니다.
- 이 다이어그램에는 각도 노드와 방사형 노드의 두 가지 노드가 있습니다. 고정 각도가 사용되면 각도 노드는 종종 평평 해집니다. 방사형 노드는 주요 양자 수가 가치가 증가함에 따라 고정 된 반경을 가진 구체입니다.
원자 궤도
그것은 원자 핵 또는 핵 시스템, 예를 들어 화합물 화합물에서 발견되는 것과 같은 핵 시스템의 2 개 이하의 거동을 설명하는 파동 함수로 알려진 수학적 표현입니다. 3 차원 영역으로서, 궤도는 때때로 전자를 찾을 확률이 95 % 인 것으로 묘사됩니다. 전형적인 원자 궤도는 단일 문자 나 숫자보다는 궤도와 관련된 전자의 특정 특징을 나타내는 숫자와 문자의 조합으로 표시됩니다. 주요 양자 수라고하는 숫자는 에너지 수준뿐만 아니라 그것들과 핵 사이의 거리를 나타냅니다. 1s 전자는 에너지 수준이 가장 낮고 핵에 가장 가까운 전자입니다. 핵에 덜 단단히 연결된 2s 전자는 대부분의 시간을 1s 전자보다 핵에서 멀리 떨어 뜨립니다. 궤도의 모양은 서신 S, P, D 및 F로 표시되며, 이는 거꾸로 철자입니다. 전자의 각도 운동에서 각도 운동으로 인한 전자의 각 운동량의 크기는 형태를 결정합니다. S 궤도는 원자의 핵에 중심이있는 구형 궤도입니다. 결과적으로, 1s 전자는 핵에 가까운 원형 영역으로 거의 완전히 제한되는 반면, 2s 전자는 약간 더 넓은 원형 구역으로 제한된다. p 궤도는 핵의 반대쪽면에 한 쌍의 엽의 대략적인 모양 또는 다소 아령과 유사한 구조를 갖는다. p 궤도의 전자는 궤도의 절반에 상주 할 가능성이 동일합니다. 다른 궤도에는 더 복잡한 모양이 있습니다. 스펙트럼과 원자 전자 구성 사이에 관계가 있음이 발견되기 전에, 문자 S, P, D 및 F는 스펙트럼과 원자 전자 구성 사이의 관계가 발견되기 전에 Spear, Principal, Diffuse 및 Fundamental이라는 시리즈로 스펙트럼을 설명 적으로 분류하는 데 사용되었습니다. 첫 번째 에너지 수준에는 p 궤도가 없습니다. 그럼에도 불구하고, 각각의 높은 에너지 수준에서, 3 개의 p 궤도 세트가있다. 이 트리플렛은 마치 마치 마치 마치 마치 마치 마치 마치 직각으로 3 개의 축에있는 것처럼 우주에 위치하며, 2px, 2py 및 2pz와 같은 첨자를 사용하여 구별 할 수 있습니다. 처음 2 개를 제외한 모든 주요 수준에는 총 5 개의 D 궤도가 있으며, 처음 3 개를 제외한 모든 주요 수준에서 총 7 개의 F 궤도가 있습니다. 이 모든 궤도는 복잡한 방향을 가지고 있으며 처음 두 가지를 제외한 모든 주요 수준에서 발견됩니다.
전자가 회전하는 방식으로 인해 두 개의 전자만이 한 번에 각 궤도와 연관 될 수 있습니다. 축 주위의 회전 측면에서, 전자는 시계 방향 또는 시계 반대 방향 스핀을 갖는 것으로 간주 될 수 있으며, 이는 각 전자가 작은 자석으로 작용한다. 완전 궤도의 전자는 서로 정복 된 스핀 또는 자기 극성과 짝을 이루어 쌍을 이루는다.
s- 궤도의 모양
l =0 인 경우 m의 값은 0이므로 S- 궤도에 대한 잠재적 방향은 하나뿐입니다. 이는 핵으로부터 특정 거리에서 전자를 감지 할 확률이 해당 거리의 모든 방향에서 동일하다는 것을 의미합니다. 모양은 중요하며 구형은 가장 좋은 모양입니다. 결과적으로, 모든 s- 궤도는 모든 방향에서 핵에 대해 비 방향 및 구형 대칭입니다.
양자 역학에서, s- 궤도의 크기는 1 차 양자 수 n의 값에 의해 결정된다. 궤도의 크기는 매개 변수의 값 'n.'의 값에 비례합니다.
2S- 궤도의 중요한 측면은 전자를 찾을 확률이 0 인 구형 쉘을 가지고 있다는 것입니다. 이는 궤도 (거의)의 중요한 특성입니다. 노드 또는 노드 표면은 이것을 불리는 것입니다. 2S 궤도에는 하나의 구형 노드 만 있습니다. 에너지 레벨의 S- 궤도에서 결절 표면 또는 노드의 수는 (n-1)과 같으며, 여기서 N은 1 차 양자 수이고 1은 모든 에너지 수준의 S- 궤도에서 결절 표면 또는 노드의 수입니다.
p- 궤도의 모양
p- 서브 쉘 L =1, 즉 -1, 0 및 +1에 대해 M의 세 가지 가능한 값이 있습니다. 즉, P 궤도가 취할 수있는 세 가지 방향이 있습니다. 이 3 개의 p- 궤도는 동일한 양의 에너지 (퇴화 상태)를 가지지 만 방향은 다릅니다. 각 p- 궤도는 특정 축을 따라 대칭적인 2 개의 로브로 구성됩니다. 로브의 방향에 따르면, 로브는 각각 x, y 및 z 축 주위에 대칭이기 때문에 각각 2px, 2py 및 2pz로 표시됩니다.
.p- 궤도의 3 차원 경계 표면의 단면은 그림에 그려진 선으로 묘사되어있다. 경계 표면은 표면에 전자를 나타내는 점의 90 %를 함유하는 표면으로 정의됩니다. 노드 평면은 각각의 p- 궤도를 2 개의 엽으로 나누고, 그 다음 다른 노드 평면 (전자 밀도가 0 인 평면)으로 다시 나뉩니다. 예를 들어, 2px 궤도에서 Yz 평면은 결절 평면 x에 해당합니다.
결과적으로, p- 궤도는 아령 모양이며 방향성 특성을 갖는다. 각 엽은 크기가 다르지만 전자를 찾을 가능성이 동일합니다. 더 높은 에너지 수준의 p- 궤도는 크기가 더 크다는 사실에도 불구하고 에너지 수준이 낮은 형태와 동일한 형태를 갖습니다.
D- 궤도의 모양
l =2 인 d -subshell의 경우 m :-2, -1, 0, 1 및 2의 5 가지 가능한 값이 있습니다.
이는 D- 궤도가 최대 5 개의 다른 방향을 가질 수 있음을 나타냅니다. 이들은 좌표 dxy, dyz 및
로 표시됩니다DZX, DX2-Y2 및 DZ2; 예를 들어, 3dxy, 3dyz, 3dzx, 3dx2-y2 및 3dz2. DXY, DYZ 및 DZX 궤도는 모두 동일한 모양, 즉 클로버 잎 모양을 가지지 만 각각 XY, YZ 및 ZX-Planes에 있습니다.
DZ2 궤도는 Z 축에 대해 대칭이며, 도넛과 유사한 중앙에 전자 구름이있는 벨 형태가 있습니다. 그러나 DX2-Y2 궤도에는 일반적인 방향이 아니라 X와 Y 축을 따라 가리키는 잎이 있습니다.
ND 궤도에서, 4 개의 로브의 존재는 d 궤도에 2 개의 노드가 있기 때문에 대수의 두 가지 변화가 있기 때문에 모든 nd 궤도에 4 개의 엽이 존재한다.
.결론
확률 윤곽은 궤도의 모양을 생성하는 데 사용됩니다. 우리가 핵으로부터의 거리와 거리를 찾을 확률을 플로팅한다면, 우리는 핵에서 확률이 0이고 핵에서 멀어 질 때 증가하고 거리 "R"에서 최대 값에 도달한다는 것을 알 수 있습니다. 우리가 핵에서 멀어지면서 확률은 점차 감소하지만 그래프에 도시 된 바와 같이 핵에서 무한 거리에서도 0에 도달하지는 않는다. 궤도의 모양은 도트로 확률을 나타내고 가장 많은 수의 도트 주위에 경계를 그리는 것으로 얻을 수 있습니다. s- 궤도 :그것은 구 모양입니다. P-orbitals는 이름에서 알 수 있듯이 아령 모양입니다. 3 개의 p orbitals 각각은 세 축 중 하나에 위치합니다. 각 p- 궤도는 2 개의 로브로 구성됩니다. D- 궤도는 태양 주위에 궤도를 돌리는 5 개의 입자 그룹입니다. 이 그룹에서는 5 개 중 4 개에는 4 개의 엽이 있고, 다섯 번째에는 엽이 2 개 있고 중간에는 링이 있습니다.
F- 궤도의 수는 총 7 개입니다. 그들의 형태는 상당히 복잡합니다.
