Av Rosann Kozlowski – Uppdaterad 30 augusti 2022

Energinivåer och orbitaler definierar en atoms elektroniska struktur och avslöjar hur elektroner är ordnade runt kärnan. Dessa begrepp härrör från kvantteorin, som beskriver de diskreta energitillstånd som elektroner kan uppta.

Kvantumteori i korthet

Kvantteorin säger att atomer endast kan existera i specifika energitillstånd. När en elektron övergår mellan dessa tillstånd absorberar eller avger den ett exakt energikvantum som är lika med skillnaden mellan det initiala och slutliga tillståndet. Denna kvantisering uttrycks genom en uppsättning av fyra kvanttal.

Fyra kvantnummer förklaras

Varje elektron identifieras unikt av:

• n – Huvudkvantnummer (energinivå)
• l – Azimutalt kvantnummer (subshell-typ)
• m_l – Magnetiskt kvanttal (orbital orientering)
• m_s – Spin kvantnummer (+½ eller –½)

Principal Quantum Number (n)

Värdet på n bestämmer storleken och energin på en orbital. Det tar heltalsvärden som börjar på 1. Varje nivå är också märkt med en bokstav:n=1 (K), n=2 (L), n=3 (M), n=4 (N) och så vidare.

Antalet orbitaler i en given energinivå beräknas med n² :

• n=1 → 1²=1 orbital (s)
• n=2 → 2²=4 orbitaler (s+p)
• n=3 → 3²=9 orbitaler (s+p+d)
• n=4 → 4²=16 orbitaler (s+p+d+f)

Det maximala antalet elektroner per energinivå följer av Paulis uteslutningsprincip och ges av 2n² :

• n=1 → 2 elektroner
• n=2 → 8 elektroner
• n=3 → 18 elektroner
• n=4 → 32 elektroner

Azimutalt kvantnummer (l)

För ett fast n , l kan variera från 0 till n-1 . Heltalsvärdena motsvarar underskal:0=s, 1=p, 2=d, 3=f. Varje underskals kapacitet är:

• s – 2 elektroner
• p – 6 elektroner
• d – 10 elektroner
• f – 14 elektroner

Magnetiskt kvantnummer (m_l )

Givet ett l , m_l kan ta heltalsvärden från –l till +l , inklusive noll. Detta bestämmer den rumsliga orienteringen för varje orbital:

• l=0 (s):m_l  =0 → 1 orbital
• l=1 (p):m_l  =–1,0,+1 → 3 orbitaler (px, py, pz)
• l=2 (d):m_l  =–2 … +2 → 5 orbitaler
• l=3 (f):m_l  =–3 … +3 → 7 orbitaler

Spin Quantum Number (m_s )

Varje orbital kan hålla två elektroner med motsatta snurr:+½ eller –½. Detta säkerställer överensstämmelse med Paulis uteslutningsprincip, som förbjuder två elektroner från att dela alla fyra kvanttalen.

Lägg ihop allt

För att verifiera orbitalräkningen för en specifik energinivå, summera orbitalerna som bidragit med av varje underskal. Till exempel, för n=3 (M-skal):

• s (l=0):1 orbital
• p (l=1):3 orbitaler
• d (l=2):5 orbitaler

1+3+5=9 orbitaler, matchar n²-regeln.

Att förstå dessa samband är viktigt för att tolka elektronkonfigurationer, förutsäga kemiskt beteende och bemästra avancerade ämnen inom kvantkemi.