ATOMISKE ORBITALER: HVA DE BESTÅR AV OG TYPER - KJEMI - 2024

De atomorbitalene er de regioner av atom definert av et bølgefunksjon for elektroner. Bølgefunksjoner er matematiske uttrykk hentet fra å løse Schrödinger-ligningen. Disse beskriver energitilstanden til en eller flere elektroner i rommet, samt sannsynligheten for å finne den.

Dette fysiske konseptet, brukt av kjemikere for å forstå bindingen og det periodiske systemet, betrakter elektronet som en bølge og en partikkel på samme tid. Derfor blir bildet av solsystemet forkastet, der elektronene er planeter som roterer i baner rundt kjernen eller solen.

Kilde: Av haade, via Wikimedia Commons

Denne utdaterte visualiseringen kommer godt med når du illustrerer atomets energinivåer. For eksempel: en sirkel omgitt av konsentriske ringer som representerer banene, og deres statiske elektroner. Faktisk er dette bildet atomet introduseres for barn og unge med.

Imidlertid er den sanne atomstrukturen for kompleks til å til og med ha et grovt bilde av den.

Da elektronet ble betraktet som en bølgepartikkel og løst Schrödinger-differensialligningen for hydrogenatomet (det enkleste systemet av alle), ble de berømte kvantetallene oppnådd.

Disse tallene indikerer at elektronene ikke kan okkupere noe sted i atomet, men bare de som overholder et diskret og kvantisert energinivå. Det matematiske uttrykket til det ovennevnte er kjent som en bølgefunksjon.

Således ble det beregnet en serie energitilstander styrt av kvantetall fra hydrogenatom. Disse energistatene ble kalt atom orbitaler.

Men disse beskrev bare hvor et elektron befinner seg i et hydrogenatom. For andre atomer, polyelektronikk, fra helium og fremover, ble det gjort en orbital tilnærming. Hvorfor? Fordi å løse Schrödinger-ligningen for atomer med to eller flere elektroner er veldig komplisert (selv med dagens teknologi).

Hva er atombaner?

Atom orbitaler er bølgefunksjoner som består av to komponenter: en radiell og en kantet. Dette matematiske uttrykket er skrevet som:

Ψ _nlml = R _nl (r) Y _lml (θϕ)

Selv om det kan virke komplisert med det første, må du merke deg at kvantetallene n, l og ml er angitt med små bokstaver. Dette betyr at disse tre tallene beskriver banen. R _nl (r), bedre kjent som den radielle funksjonen, er avhengig av nyl; mens Y _lml (θϕ), vinkelfunksjon, avhenger av l og ml.

I den matematiske ligningen er det også variablene r, avstand til kjernen, og θ og ϕ. Resultatet av alt dette settet med ligninger er en fysisk representasjon av orbitalene. Hvilken? Den som er sett på bildet over. Der vises en serie orbitaler som vil bli forklart i de følgende seksjoner.

Formene og designene deres (ikke fargene) kommer fra å tegne bølgefunksjonene og deres radielle og kantete komponenter i rommet.

Radialbølgefunksjon

Som det ses i ligningen, avhenger R _nl (r) av både n og l. Så blir radialbølgefunksjonen beskrevet av hovedenerginivået og dets undernivåer.

Hvis elektronet kunne fotograferes uavhengig av retning, kunne et uendelig lite punkt observeres. Deretter kan man ta millioner av fotografier detaljert hvordan poengskyen endres som en funksjon av avstand til kjernen.

På denne måten kan tettheten av skyen i avstand og i nærheten av kjernen sammenlignes. Hvis den samme operasjonen ble gjentatt, men med et annet energinivå eller undernivå, ville det dannet seg en annen sky som omslutter den forrige. Mellom anna er det eit lite rom der elektronet aldri er plassert; dette er det som er kjent som en radiell node.

I skyene er det også regioner med høyere og lavere elektrontetthet. Når de kommer større og lenger fra kjernen, har de flere radielle noder; og dessuten en avstand r der elektronet runder oftere og sannsynligvis blir funnet.

Vinkelbølgefunksjon

Igjen er det kjent fra ligningen at Y _lml (θϕ) hovedsakelig er beskrevet av kvantetallene l og ml. Denne gangen deltar det i det magnetiske kvantetallet, derfor defineres retningen til elektronet i rommet; og denne retningen kan graferes fra de matematiske ligningene som involverer variablene θ og ϕ.

Nå fortsetter vi ikke å ta fotografier, men tar opp en video av banen til elektronet i atomet. I motsetning til forrige eksperiment er det ikke kjent nøyaktig hvor elektronet er, men hvor det skal.

Når elektronet beveger seg, beskriver det en mer definert sky; faktisk en sfærisk figur, eller en med fliser, som de som er sett på bildet. Typen av figurer og deres retning i rommet er beskrevet av l og ml.

Det er regioner, nær kjernen, der elektronet ikke passerer og figuren forsvinner. Slike regioner er kjent som hjørneknuter.

Ser du for eksempel på den første sfæriske orbitalen, kommer du raskt til at den er symmetrisk i alle retninger; dette er imidlertid ikke tilfelle med de andre orbitalene, hvis former avslører tomme mellomrom. Disse kan observeres ved opprinnelsen til det kartesiske planet, og i de imaginære planene mellom lobene.

Sannsynlighet for å finne elektron og kjemisk binding

Kilde: Av CK-12 Foundation (File: High School Chemistry.pdf, side 265), via Wikimedia Commons

For å bestemme den sanne sannsynligheten for å finne et elektron i en bane, må de to funksjonene tas i betraktning: radial og kantet. Derfor er det ikke nok å anta vinkelkomponenten, det vil si den illustrerte formen til orbitalene, men også hvordan deres elektrontetthet endres med hensyn til avstanden fra kjernen.

Fordi instruksjonene (ml) skiller en orbital fra en annen, er det imidlertid praktisk (men kanskje ikke helt riktig) å bare vurdere formen på orbitalen. På denne måten forklares beskrivelsen av den kjemiske bindingen ved overlappingen av disse figurene.

For eksempel er et sammenliknende bilde av tre orbitaler: 1s, 2s og 3s. Legg merke til dens radielle noder inni. 1s-bane har ingen node, mens de to andre har en og to noder.

Når du vurderer en kjemisk binding, er det lettere å huske bare den sfæriske formen til disse orbitalene. På denne måten nærmer ns-orbitalen seg en annen, og på avstand r vil elektronet danne en binding med elektronet til det nærliggende atomet. Herfra oppstår flere teoretikere (TEV og TOM) som forklarer denne koblingen.

Hvordan symboliseres de?

Atom orbitaler er eksplisitt symbolisert som: nl _ml .

Kvantetall har heltallverdier 0, 1, 2 osv., Men for å symbolisere orbitalene er det bare en numerisk verdi som er igjen n. Mens for l, erstattes hele tallet med den tilsvarende bokstaven (e, p, d, f); og for ml, en variabel eller matematisk formel (unntatt ml = 0).

For eksempel for 1s-bane: n = 1, s = 0 og ml = 0. Det samme gjelder alle ns orbitaler (2s, 3s, 4s, etc.).

For å symbolisere resten av orbitalene er det nødvendig å adressere deres typer, hver med sine egne energinivåer og egenskaper.

typer

Orbitals s

Kvantetallene l = 0, og ml = 0 (i tillegg til deres radielle og kantete komponenter) beskriver en orbital med en sfærisk form. Dette er den som leder pyramiden om orbitaler i det første bildet. Som det kan sees på bildet av de radielle noder, kan det forventes at 4s, 5s og 6s orbitals har tre, fire og fem noder.

De er preget av å være symmetriske, og elektronene deres opplever en større effektiv kjernefysisk ladning. Dette er fordi elektronene kan trenge gjennom indre skall og sveve veldig nær kjernen, noe som utøver en positiv attraksjon på dem.

Derfor er det sannsynlighet for at et 3-talls elektron kan trenge gjennom 2s og 1s orbital, nærmer seg kjernen. Dette faktum forklarer hvorfor et atom med sp hybrid orbitaler er mer elektronegativt (med en større tendens til å tiltrekke elektronisk tetthet fra sine nærliggende atomer) enn et med sp ³ hybridisering .

Dermed er elektronene i s orbitalene de som opplever kjernen lader mest og er mer energisk stabile. Sammen utøver de en skjermingseffekt på elektroner i andre undernivåer eller orbitaler; det vil si at de reduserer den faktiske atomladningen Z som oppleves av de ytterste elektronene.

Orbitaler p

Kilde: David Manthey via Wikipedia

P-orbitalene har kvantetallene l = 1, og med verdiene ml = -1, 0, +1. Det vil si at et elektron i disse orbitalene kan ta tre retninger, som er representert som gule hantler (i henhold til bildet over).

Legg merke til at hver hantel ligger langs en kartesisk x-, y- og z-akse. Derfor betegnes den p-banen som er lokalisert på x-aksen som p _x ; den på y, p _y aksen ; og hvis det peker vinkelrett på xy-planet, det vil si på z-aksen, så er det p _z .

Alle orbitalene er vinkelrett på hverandre, det vil si at de danner en vinkel på 90º. Likeledes forsvinner vinkelfunksjonen i kjernen (opprinnelsen til den kartesiske aksen), og det er bare sannsynligheten for å finne elektronet i lobene (hvis elektrontetthet avhenger av den radielle funksjonen).

Dårlig skjermingseffekt

Elektroner i disse orbitalene kan ikke trenge inn i indre skjell like lett som orbitaler. Når de sammenligner formene sine, ser orbitalene ut til å være nærmere kjernen; Imidlertid finnes ns-elektronene oftere rundt kjernen.

Hva er konsekvensen av det ovennevnte? At en np-elektron opplever en lavere effektiv kjernefysisk ladning. Videre reduseres sistnevnte ytterligere av skjermingseffekten av orbitalene. Dette forklarer for eksempel hvorfor et atom med sp ³ hybrid orbitaler er mindre elektronegativt enn et med sp ² eller sp orbitaler .

Det er også viktig å merke seg at hver hantel har et vinkelt nodalplan, men ingen radielle knutepunkter (bare 2p-orbitalene). Det vil si at hvis det skulle skives, ville det ikke være noen lag inni som med 2s-bane; men fra 3p-bane og utover, vil radiale noder begynne å bli observert.

Disse kantede noder er ansvarlige for at de ytterste elektronene opplever en dårlig skjermingseffekt. For eksempel beskytter 2s-elektronene de i 2p-orbitalene bedre enn 2p-elektronene som skjermer de i 3s-bane.

Px, Py og Pz

Siden verdiene av ml er -1, 0 og +1, representerer hver en Px, Py eller Pz orbital. Totalt har de plass til seks elektroner (to for hver bane). Dette faktum er avgjørende for å forstå den elektroniske konfigurasjonen, det periodiske systemet og elementene som utgjør den såkalte p-blokken.

Orbitaler d

Kilde: Av Hanilakkis0528, fra Wikimedia Commons

D-orbitalene har verdier på l = 2, og ml = -2, -1, 0, +1, +2. Det er derfor fem orbitaler som kan holde ti elektroner totalt. De fem vinkelfunksjonene til d orbitalene er representert på bildet over.

De første, 3d-orbitalene, mangler radielle noder, men alle de andre, bortsett fra d _z2- bane , har to nodale plan; ikke billedets planer, da disse bare viser i hvilke akser de oransje flikene med former av kløverblader befinner seg. De to knuteplanene er de som halveres vinkelrett på det grå planet.

Formene deres gjør dem enda mindre effektive til å skjerme den effektive atomladningen. Hvorfor? Fordi de har flere noder, gjennom hvilke kjernen kan tiltrekke seg eksterne elektroner.

Derfor bidrar alle orbitalene til en mindre markert økning i atomradier fra et energinivå til et annet.

Orbitaler f

Kilde: Av Geek3, fra Wikimedia Commons

Endelig har f-orbitalene kvantetall med verdiene l = 3, og ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Det er syv f orbitaler, for totalt fjorten elektroner. Disse orbitalene blir tilgjengelige fra periode 6, overfladisk symbolisert som 4f.

Hver av de vinkelfunksjonene representerer lober med intrikate former og flere nodalplan. Derfor beskytter de de ytre elektronene enda mindre, og dette fenomenet forklarer det som kalles lanthanidkontraksjon.

Derfor er det for tung atomer ingen uttalt variasjon i atomradiene deres fra et nivå n til et annet n + 1 (for eksempel 6n til 7n). Til dags dato er 5f orbitals de siste som finnes i naturlige eller kunstige atomer.

Med alt dette i bakhodet åpnes det en kule mellom det som er kjent som bane og bane. Selv om de tekstmessig er like, er de i virkeligheten veldig forskjellige.

Konseptet med atombanen og tilnærming til omløpet har gjort det mulig å forklare den kjemiske bindingen, og hvordan den på en eller annen måte kan påvirke molekylstrukturen.

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave., S. 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Elektroner og kjemisk liming. WA Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (SF). Atom orbitaler og kvantetall. Gjenopprettet fra: quimitube.com
4. Nave CR (2016). Visualisering av elektroniske orbitaler. Gjenopprettet fra: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atomiske orbitaler. Gjenopprettet fra: chemguide.co.uk
6. Kvantefortellinger. (26. august 2011). Atomiske orbitaler, en videregående skole. Gjenopprettet fra: cuentos-cuanticos.com