ATOMISKE ORBITALER: HVAD DE BESTÅR AF OG TYPER - KEMI - 2025

De atomiske orbitaler er de regioner i atomet defineret af en bølgefunktion for elektroner. Bølgefunktioner er matematiske udtryk opnået ved løsning af Schrödinger-ligningen. Disse beskriver energitilstanden for en eller flere elektroner i rummet såvel som sandsynligheden for at finde den.

Dette fysiske koncept, der anvendes af kemikere til at forstå bindingen og den periodiske tabel, betragter elektronet som en bølge og en partikel på samme tid. Derfor kasseres billedet af solsystemet, hvor elektronerne er planeter, der roterer i kredsløb rundt om kernen eller solen.

Kilde: Af haade, via Wikimedia Commons

Denne forældede visualisering er praktisk, når man illustrerer atomets energiniveau. For eksempel: en cirkel omgivet af koncentriske ringe, der repræsenterer kredsløbene, og deres statiske elektroner. Faktisk er dette det billede, som atomet introduceres til børn og unge.

Den ægte atomstruktur er imidlertid for kompliceret til endda at have et groft billede af den.

I betragtning af elektronet som en bølgepartikel og løsning af Schrödinger-differentialligningen for brintatomet (det enkleste system af alle) blev de berømte kvantetal opnået.

Disse tal indikerer, at elektroner ikke kan optage noget sted i atomet, men kun dem, der overholder et diskret og kvantiseret energiniveau. Det matematiske udtryk for ovenstående er kendt som en bølgefunktion.

Fra brintatom blev der således estimeret en række energitilstander styret af kvanttal. Disse energitilstander blev kaldt atom orbitaler.

Men disse beskrev kun, hvor en elektron befinder sig i et hydrogenatom. For andre atomer, polyelektronik, fra helium og fremefter, blev der foretaget en orbital tilnærmelse. Hvorfor? Fordi det at løse Schrödinger-ligningen for atomer med to eller flere elektroner er meget kompliceret (selv med den nuværende teknologi).

Hvad er atomare orbitaler?

Atom orbitaler er bølgefunktioner, der består af to komponenter: en radial og en kantet. Dette matematiske udtryk er skrevet som:

Ψ _nlml = R _nl (r) Y _lml (θϕ)

Selvom det kan virke kompliceret i starten, skal du bemærke, at kvanttalene n, l og ml er angivet med små bogstaver. Dette betyder, at disse tre numre beskriver orbitalen. R _nl (r), bedre kendt som den radiale funktion, afhænger af nyl; mens Y _lml (θϕ), vinkelfunktion, afhænger af l og ml.

I den matematiske ligning er der også variablerne r, afstanden til kernen og θ og ϕ. Resultatet af alt dette sæt ligninger er en fysisk repræsentation af orbitalerne. Hvilken en? Den, der ses på billedet ovenfor. Der vises en række orbitaler, som vil blive forklaret i de følgende afsnit.

Deres former og design (ikke farverne) kommer fra at tegne bølgefunktionerne og deres radiale og kantede komponenter i rummet.

Radialbølgefunktion

Som det ses i ligningen, afhænger R _nl (r) af både n og l. Så den radiale bølgefunktion er beskrevet af hovedenerginiveauet og dets underniveauer.

Hvis elektronet kunne fotograferes uanset dens retning, kunne der observeres et uendeligt lille punkt. Derefter kunne man tage millioner af fotografier detaljeret, hvordan punktskyen ændres som en funktion af afstanden til kernen.

På denne måde kan tætheden af ​​skyen i afstanden og i nærheden af ​​kernen sammenlignes. Hvis den samme operation blev gentaget, men med et andet energiniveau eller underplan, ville der dannes en anden sky, der omslutter den foregående. Mellem de to er der et lille rum, hvor elektronet aldrig er placeret; dette er hvad der er kendt som en radial knude.

I skyerne er der også regioner med højere og lavere elektrondensitet. Efterhånden som de kommer større og længere væk fra kernen, har de flere radiale knudepunkter; og endvidere en afstand r, hvor elektronet runder oftere og mere sandsynligt findes.

Vinkelbølgefunktion

Igen kendes det fra ligningen, at Y _lml (θϕ) hovedsageligt er beskrevet af kvanttalene l og ml. Denne gang deltager det i det magnetiske kvantetal, derfor defineres retningen af ​​elektronet i rummet; og denne retning kan graferes fra de matematiske ligninger, der involverer variablerne θ og ϕ.

Nu fortsætter vi ikke med at tage fotografier, men optager en video af banen til elektronet i atomet. I modsætning til det foregående eksperiment vides det ikke nøjagtigt, hvor elektronet er, men hvor det skal.

Når elektronet bevæger sig, beskriver det en mere defineret sky; faktisk en sfærisk figur eller en med fliser, ligesom dem, der ses på billedet. Typen af ​​figurer og deres retning i rummet er beskrevet af l og ml.

Der er regioner tæt på kernen, hvor elektronet ikke passerer, og figuren forsvinder. Sådanne regioner er kendt som hjørneknuder.

Hvis du for eksempel ser på den første sfæriske orbital, kommer du hurtigt til den konklusion, at den er symmetrisk i alle retninger; dette er dog ikke tilfældet med de andre orbitaler, hvis former afslører tomme rum. Disse kan observeres ved oprindelsen af ​​det kartesiske plan og i de imaginære plan mellem loberne.

Sandsynlighed for at finde elektron og kemisk binding

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

For at bestemme den sande sandsynlighed for at finde et elektron i en orbital skal de to funktioner overvejes: radial og vinkelformet. Derfor er det ikke nok at antage vinkelkomponenten, det vil sige den illustrerede form af orbitalerne, men også hvordan deres elektrondensitet ændres med hensyn til afstanden fra kernen.

Fordi instruktionerne (ml) adskiller en orbital fra en anden, er det imidlertid praktisk (men måske ikke helt korrekt) at kun overveje formen på orbitalen. På denne måde forklares beskrivelsen af ​​den kemiske binding ved overlapningen af ​​disse figurer.

For eksempel er ovenstående et sammenligningsbillede af tre orbitaler: 1s, 2s og 3s. Bemærk dets radiale knuder indeni. 1s-orbitalen har ingen knude, mens de to andre har en og to knudepunkter.

Når man overvejer en kemisk binding, er det lettere at huske kun den sfæriske form af disse orbitaler. På denne måde nærmer ns-orbitalen sig en anden, og i en afstand r vil elektronet danne en binding med elektronet i det nærliggende atom. Herfra opstår flere teoretikere (TEV og TOM), der forklarer dette link.

Hvordan symboliseres de?

Atom orbitaler er eksplicit symboliseret som: nl _ml.

Kvantetal har heltalværdier 0, 1, 2 osv., Men for at symbolisere orbitalerne er der kun en numerisk værdi tilbage n. Mens for l, erstattes hele tallet med dets tilsvarende bogstav (er, p, d, f); og for ml, en variabel eller matematisk formel (undtagen for ml = 0).

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

For at symbolisere resten af ​​orbitaler er det nødvendigt at adressere deres typer, hver med sine egne energiniveau og egenskaber.

typer

Orbitaler s

Kvanttalene l = 0 og ml = 0 (ud over deres radiale og kantede komponenter) beskriver en orbital med en sfærisk form. Dette er den, der leder pyramiden om orbitaler i det oprindelige billede. Som det kan ses på billedet af de radiale knudepunkter, kan det ligeledes forventes, at de 4s, 5s og 6s orbitale har tre, fire og fem noder.

De er kendetegnet ved at være symmetriske, og deres elektroner oplever en større effektiv atomladning. Dette skyldes, at dets elektroner kan trænge ind i indre skaller og svæve meget tæt på kernen, hvilket udøver en positiv tiltrækning på dem.

Derfor er der en sandsynlighed for, at et 3'-elektron kan trænge ind i 2'erne og 1'erne orbital, nærmer sig kernen. Denne kendsgerning forklarer, hvorfor et atom med sp-hybrid orbitaler er mere elektronegativt (med en større tendens til at tiltrække elektrondensitet fra dets tilstødende atomer) end et med sp ^3- hybridisering.

Således er elektronerne i s orbitaler dem, der oplever kernen opladning mest og er mere energisk stabile. Sammen udøver de en afskærmende virkning på elektroner i andre under niveauer eller orbitaler; det vil sige, at de nedsætter den faktiske nukleare ladning Z, som de yderste elektroner oplever.

Orbitaler s

Kilde: David Manthey via Wikipedia

P-orbitalerne har kvanttalene l = 1 og med værdier på ml = -1, 0, +1. Det vil sige, at et elektron i disse orbitaler kan tage tre retninger, der er repræsenteret som gule håndvægte (i henhold til billedet ovenfor).

Bemærk, at hver håndvægt er placeret langs en kartesisk x-, y- og z-akse. Derfor betegnes den p-orbital, der er placeret på x-aksen, som p _x; den på y, p _y aksen; og hvis det peger vinkelret på xy-planet, det vil sige på z-aksen, er det p _z.

Alle orbitaler er vinkelret på hinanden, det vil sige, de danner en vinkel på 90º. Ligeledes forsvinder vinkelfunktionen i kernen (oprindelsen af ​​den kartesiske akse), og der er kun sandsynligheden for at finde elektronet inden i loberne (hvis elektrondensitet afhænger af den radiale funktion).

Dårlig afskærmningseffekt

Elektroner i disse orbitaler kan ikke trænge ind i indre skaller så let som s orbitaler. Når man sammenligner deres figurer, synes orbitalerne at være tættere på kernen; ns-elektronerne findes dog hyppigere omkring kernen.

Hvad er konsekvensen af ​​ovenstående? At en np-elektron oplever en lavere effektiv atomladning. Desuden reduceres sidstnævnte yderligere af afskærmningseffekten af ​​s orbitaler. Dette forklarer for eksempel, hvorfor et atom med sp ^3- hybrid orbitaler er mindre elektronegativt end et med sp ² eller sp orbitaler.

Det er også vigtigt at bemærke, at hver håndvægt har et vinkelknudeplan, men ingen radiale knudepunkter (kun 2p-orbitaler). Det vil sige, at hvis det blev skåret, ville der ikke være nogen lag indeni som med 2'erne orbital; men fra 3p-orbitalen og fremefter ville radiale knudepunkter begynde at blive observeret.

Disse kantede knudepunkter er ansvarlige for de yderste elektroner, der har en dårlig afskærmningseffekt. For eksempel afskærmer 2'erne-elektronerne dem i 2p-orbitalerne bedre end 2p-elektronerne afskærmer dem i 3'erne-bane.

Px, Py og Pz

Da værdierne på ml er -1, 0 og +1, repræsenterer hver en Px, Py eller Pz orbital. I alt kan de rumme seks elektroner (to for hver orbital). Denne kendsgerning er afgørende for at forstå den elektroniske konfiguration, den periodiske tabel og de elementer, der udgør den såkaldte p-blok.

Orbitaler d

Kilde: Af Hanilakkis0528, fra Wikimedia Commons

D-orbitalerne har værdier på l = 2 og ml = -2, -1, 0, +1, +2. Der er derfor fem orbitaler, der kan indeholde ti elektroner i alt. De fem vinkelfunktioner af d-orbitaler er repræsenteret på billedet ovenfor.

De første, de 3d orbitaler, mangler radiale knudepunkter, men alle de andre, undtagen d _z2- orbitalen, har to nodale planer; ikke billedets planer, da disse kun viser, i hvilke akser de orange lobes med former af kløverblader er placeret. De to nodale planer er dem, der halveres vinkelret på det grå plan.

Deres former gør dem endnu mindre effektive til at afskærme den effektive atomladning. Hvorfor? Fordi de har flere knuder, gennem hvilke kernen kan tiltrække eksterne elektroner.

Derfor bidrager alle d orbitaler til en mindre markant stigning i atomradier fra et energiniveau til et andet.

Orbitaler f

Kilde: Af Geek3 fra Wikimedia Commons

Endelig har f-orbitalerne kvanttal med værdier på l = 3 og ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Der er syv f orbitaler for i alt 14 elektroner. Disse orbitaler bliver tilgængelige fra periode 6, der er overfladisk symboliseret som 4f.

Hver af de vinkelfunktioner repræsenterer lober med indviklede former og flere nodale planer. Derfor afskærmer de eksterne elektroner endnu mindre, og dette fænomen forklarer, hvad der er kendt som lanthanidkontraktion.

Derfor er der for tunge atomer ingen udtalt variation af deres atomradier fra et niveau n til et andet n + 1 (for eksempel 6n til 7n). Indtil videre er 5f-orbitalerne de sidst fundne i naturlige eller kunstige atomer.

Med alt dette i tankerne åbnes en kløft mellem det, der er kendt som bane og orbitaler. Selvom de tekstmæssigt er ens, er de i virkeligheden meget forskellige.

Begrebet atombunn og tilnærmelse til omløb har gjort det muligt at forklare den kemiske binding, og hvordan den på en eller anden måde kan påvirke molekylstrukturen.

Referencer

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave., S. 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Elektroner og kemisk limning. WA Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (Sf). Atomiske orbitaler og kvanttal. Gendannes fra: quimitube.com
4. Nave CR (2016). Visualisering af elektroniske orbitaler. Gendannes fra: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atomiske orbitaler. Gendannes fra: chemguide.co.uk
6. Kvantefortællinger. (26. august 2011). Atomiske orbitaler, en gymnasieløgn. Gendannes fra: cuentos-cuanticos.com