아 원자 입자의 파도와 같은 특성은 수년에 걸쳐 큰 논쟁이었고, 물리학 자 Erwin Schrodinger에 의해 끝났습니다. 그는 아 원자 입자의 파동 특성을 식별하기 위해 수학적 방정식을 주었고 원자 궤도의 에너지를 연구 할 수있는 새로운 파동 역학의 주제를 도입했다.
.방정식은 입자의 운동과 파도와 같은 함수와 허용 된 에너지 사이의 관계를 제공합니다. Schrodinger가 개발 한 이론은 원자와 분자에서 전자의 에너지와 공간 분포를 설명합니다.
양자 역학은 완전히 이해할 필요가없는 정교한 수학적 세부 사항을 사용합니다. 우리는 Schrodinger 방정식에서 추론 된 파동 함수의 특징에만 집중할 수 있습니다. 그것들은 실제 파도를 묘사하는 것과 다릅니다.
양자 역학의 발전에 따라, 전자는 파도의 특성과 입자와 같은 특성을 모두 나타내며, 이는 파동 입자 이중성이라고 불린다.
.웨이브 기능
파동 함수는 공간의 주어진 지점에서 전자의 위치를 에너지로 연결하는 수학적 함수입니다. 일반적으로 파동 함수는 시간과 위치 모두에 따라 다릅니다.
각 원자의 파동 함수에는 특정 특성이 있습니다. 양자 수의 중요한 속성은 이들이 셀 수있는 정수이며 선의 지점과 같은 연속 변수가 아니라는 것입니다.
각 전자에는 파동 기능을 결정하는 4 개의 양자 수가 있습니다. 네 가지 양자 수는 전자의 파동 함수를 결정하지만 양자 수를 사용하여 결정할 수없는 특성의 평균값과 확률을 사용합니다.
양자 역학에서 파생 된 파동 함수의 몇 가지 특성은 다음과 같습니다.
- 시간과 무관 한 파동 함수는 전자의 위치를 설명하기 위해 세 가지 변수가 필요합니다. 세 변수는 x, y 및 z로 조정됩니다.
- wave 함수는 실제 및 상상의 특성을 모두 가지고 있으며 √ -1과 같은 물리적 의미는 없습니다.
- 특정 지점에서 전자를 찾을 확률은 파동 함수의 생성물 ѱ와 그 컨쥬 게이트 ѱ*에서 I를 포함하는 모든 용어를 -i. 로 대체합니다.
- 전자를 찾는 총 확률은 백 % 여야합니다.
- 다른 원자의 결합은 전자의 파동 함수의 상대적 단계에 의해 결정됩니다.
- 모든 웨이브 함수에는 파동 함수 특성을 지정하는 고유 한 양자 번호 세트가 있습니다. 두 가지 주요 특성은 원자의 전자 에너지 및 공간 배열입니다.
- 각 파동 함수는 특정 에너지와 관련이 있습니다.
Schrodinger 이론이 전자의 파동 함수를 아는 데 적용되는 데 필요한 세 가지 주요 양자 수가 있습니다.
- "N"으로 표시된 주요 양자 수는 궤도의 수입니다.
- "L"으로 표시된 방위각 양자 수는 궤도의 3D 모양을 제공합니다.
- "ML"으로 표시된 자기 양자 수는 궤도의 공간 방향을 제공합니다.
- 스핀 양자 수는 전자 +½ 또는 -½의 스핀을 나타냅니다.
궤도의 구조
궤도는 전자가 배열되는 경계 공간 영역으로 정의 될 수 있습니다. 각 궤도는 숫자와 문자로 표시됩니다. 숫자는 에너지 수준을 나타냅니다. 따라서 1에서 시작하여 핵에 가장 가깝다는 것을 묘사합니다. 핵과 궤도 사이의 거리는 숫자가 증가함에 따라 증가합니다.
.문자는 궤도의 모양을 나타냅니다. S, P, D, F, H, I, J, K 등에서 시작합니다.이 이름 지정에 대한 특별한 이유는 없습니다.
s orbital
S- 궤도는 구두 공처럼 핵 주위에 구형으로 묶여 있습니다. 에너지 수준은 핵에서 멀어지면서 비례 적으로 증가하면 궤도 크기도 증가합니다. 1s <2s <3s… ..
궤도 크기가 증가함에 따라 전자를 찾을 확률은 감소합니다.
결절 점은 전자를 찾을 가능성이없는 지점으로 정의 될 수 있습니다. 노드 포인트에는 두 가지 유형이 있습니다 :
- 방사형 결절 점은 핵으로부터의 거리를 결정합니다.
- 각도 결절점 지점은 방향을 결정합니다.
s - orbital =n - 1의 총 노드 수는 2s의 노드 수는 1이고 3s는 2입니다.
1s 및 2s 궤도는 구형이며, s 궤도는 일반적으로 구형 대칭이다. 이것은 특정 거리에서 전자를 찾을 가능성이 모든 방향에서 동일하다는 것을 의미합니다.
p Orbital
우리가 각각 특정 에너지를 가지고 있음을 알고 있듯이 모든 전자가 S - Orbital을 차지하는 것은 아닙니다. 두 번째 레벨에는 2S 및 2P 궤도가 있습니다. P 궤도는 아령 모양입니다. P - Orbital의 노드는 중앙에 있습니다. 궤도는 3 개의 궤도가 있기 때문에 최대 6 개의 전자를 수용 할 수 있습니다.
세 궤도의 모든 배열은 서로 직각입니다. 각각의 p 궤도에는 엽이라고 불리는 섹션이 있으며, 평면의 양쪽에 존재하며 핵을 통과합니다. 노드 포인트는 두 엽의 교차점입니다.
p 궤도의 로브는 x, y, z 축의 평면을 따라 배향되며 3 개의 궤도가 크기, 모양 및 에너지가 동일하기 때문에 2px, 2py 및 2pz로 표시됩니다. 그것들은 퇴화 궤도라고합니다.
p orbital =n - 2의 총 노드 수
D 궤도
세 번째 에너지 수준에는 3S, 3P 및 3D가 포함됩니다. D- 궤도는 이중 덤벨 모양입니다. D - Orbital의 경우 N 값은 3이고 l =2입니다.
l =2의 경우, ML 값은 –2, –1, 0, +1 및 +2로 5 개의 D 궤도, 즉 DXY, DYZ, DXZ, DX2 -Y2 및 DZ2를 초래합니다. 모든 궤도는 동일한 궤도 에너지를 가지지 만 처음 네 개의 모양은 동일하고 마지막 4 개의 모양은 모양이 다릅니다.
노드 수
dxy =2
dxz =2
dyz =2
dx2-y2 =2
dz2 =0
f 궤도
4 위와 더 높은 수준에서, 우리는 7 개가있는 f 궤도를 찾을 것입니다. 그들은 형태가 확산되었습니다.
L의 값은 3이고; 따라서 가장 높은 N 값은 4입니다.
F 궤도에 해당하는 ML의 값은 (-3, –2, –1, 0, +1, +2, +3)이므로 7 F 궤도가 있습니다 :FX (X2-Y2), FY (X2-Y2), FXYZ, FZ3, FYZ, FXZ2, FZ (X2-Y2).
.결론
원자에서 궤도의 에너지 수준과 공간 배열을 이해하려면 원자 궤도의 에너지가 어떻게 계산되는지에 대한 수학적 결론을 내리는 방정식을 이해해야합니다.
.우리는 전자가 입자 기능과 파동 함수를 모두 갖는 입자라는 것을 이해했으며, 이는 파동 입자 이중성으로 정의된다. 이 전자의 특성은 전자가 파도와 같은 특성을 보인다고 결론을 내릴 수있을 때까지 몇 년 동안 논의되어 왔습니다.
Schrodinger가 파도 기능 방정식을 제공 한 후 전자의 특성을 이해하고 궤도의 에너지와 공간 배열을 얻는 것이 훨씬 쉬웠습니다.
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