Det atomorbitaler er de områder af atomet, der er defineret af en bølgefunktion for elektroner. Bølgefunktioner er matematiske udtryk opnået ved at løse 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 det periodiske system, betragter elektronen som en bølge og en partikel på samme tid. Derfor er billedet af solsystemet udelukket, hvor elektronerne er planeter, der roterer i kredsløb omkring kernen eller solen..
Denne forældede visualisering er praktisk, når man illustrerer atomets energiniveauer. For eksempel: en cirkel omgivet af koncentriske ringe, der repræsenterer banerne og deres statiske elektroner. Faktisk er dette billedet, hvormed atomet introduceres til børn og unge.
Den sande atomstruktur er imidlertid for kompleks til endda at have et groft billede af den..
I betragtning af elektronen som en bølgepartikel og løsning af Schrödinger-differentialligning for hydrogenatomet (det enkleste system af alle) blev de berømte kvantetal opnået.
Disse tal indikerer, at elektroner ikke kan indtage noget sted i atomet, men kun dem, der adlyder et diskret og kvantificeret energiniveau. Det matematiske udtryk for ovenstående er kendt som en bølgefunktion.
Således blev der fra hydrogenatomet estimeret en række energitilstande styret af kvantetal. Disse energitilstande blev navngivet atomorbitaler.
Men disse beskrev kun placeringen af en elektron i et hydrogenatom. For andre atomer, polyelektronik, fra helium og fremefter blev der foretaget en tilnærmelse af orbitaler. Hvorfor? Fordi det er meget kompliceret at løse Schrödinger-ligningen for atomer med to eller flere elektroner (selv med den nuværende teknologi).
Artikelindeks
Atomiske orbitaler er bølgefunktioner, der består af to komponenter: den ene radial og den anden vinkel. Dette matematiske udtryk er skrevet som:
Ψnlml = Rnl(r) Ylml(θϕ)
Selvom det kan synes kompliceret i starten, skal du bemærke, at kvantetal n, l Y ml de er angivet med små bogstaver. Dette betyder, at disse tre tal beskriver orbitalen. Rnl(r), bedre kendt som den radiale funktion, afhænger af n Y l; mens Ylml(θϕ), vinkelfunktion, afhænger af l Y 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? 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 tegning af bølgefunktionerne og deres radiale og vinklede komponenter i rummet..
Som det ses i ligningen, er Rnl(r) afhænger så meget af n synes godt om l. Derefter beskrives den radiale bølgefunktion af hovedenerginiveauet og dets underniveauer.
Hvis elektronen kunne fotograferes uanset retning, kunne der observeres et uendeligt lille punkt. Derefter, ved at tage millioner af fotografier, kunne det være detaljeret, hvordan punktskyen ændres som en funktion af afstanden til kernen..
På denne måde kan skyens tæthed i afstanden og nær kernen sammenlignes. Hvis den samme operation blev gentaget, men med et andet energiniveau eller underniveau, ville der dannes en anden sky, der omslutter den forrige. Mellem de to er der et lille rum, hvor elektronen aldrig er placeret; dette er hvad der er kendt som radial knude.
Ligeledes er der i skyerne områder med højere og lavere elektrondensitet. Når de bliver større og længere væk fra kernen, har de flere radiale knuder; og også en afstand r hvor elektronen vandrer hyppigst og sandsynligvis findes.
Igen er det kendt fra ligningen, at Ylml(θϕ) er hovedsageligt beskrevet af kvantetal l Y ml. Denne gang deltager det i det magnetiske kvantetal, derfor defineres elektronens retning i rummet; og denne retning kan tegnes fra de matematiske ligninger, der involverer variablerne θ og ϕ.
Nu fortsætter vi ikke med at tage fotografier, men optager en video af elektronens bane i atomet. I modsætning til det forrige eksperiment er det ukendt, hvor nøjagtigt elektronen er, men hvor den skal hen.
Når elektronen bevæger sig, beskriver den en mere defineret sky; faktisk en sfærisk figur eller en med lapper, som dem der ses på billedet. Typen af figurer og deres retning i rummet er beskrevet af l Y ml.
Der er regioner tæt på kernen, hvor elektronen ikke passerer, og figuren forsvinder. Sådanne regioner er kendt som vinkelnoder.
For eksempel, hvis du ser på den første sfæriske orbital, kommer du hurtigt til den konklusion, at den er symmetrisk i alle retninger; dette er imidlertid 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.
For at bestemme den sande sandsynlighed for at finde en elektron i en orbital skal de to funktioner tages i betragtning: radial og vinklet. Derfor er det ikke nok at antage vinkelkomponenten, det vil sige orbitalernes illustrerede form, men også hvordan deres elektrontæthed ændres i forhold til afstanden fra kernen.
Men fordi adresserne (ml) skelner en bane fra en anden, er det praktisk (dog måske ikke helt korrekt) kun at tage formens bane i betragtning. På denne måde forklares beskrivelsen af den kemiske binding ved at overlappe disse tal.
For eksempel er ovenstående et komparativt billede af tre orbitaler: 1s, 2s og 3s. Bemærk dens radiale noder indeni. 1s orbitalen har ingen node, mens de to andre har en og to noder.
Når man overvejer en kemisk binding, er det lettere at huske kun den sfæriske form af disse orbitaler. På denne måde nærmer sig ns-orbitalen en anden og på afstand r, elektronen vil danne en binding med elektronet i det nærliggende atom. Herfra opstår flere teoretikere (TEV og TOM), der forklarer dette link.
Atomiske orbitaler er udtrykkeligt symboliseret som: nlml.
Kvantetal tager heltalsværdier 0, 1, 2 osv., Men kun for at symbolisere orbitalerne n en numerisk værdi. Mens for l, hele tallet erstattes af dets tilsvarende bogstav (s, p, d, f); og til ml, en variabel eller matematisk formel (undtagen ml= 0).
For eksempel til 1'ers orbital: n= 1, s = 0 og ml= 0. Det samme gælder for alle ns orbitaler (2s, 3s, 4s osv.).
For at symbolisere resten af orbitalerne er det nødvendigt at adressere deres typer, hver med sine egne energiniveauer og egenskaber..
Kvantumtal l= 0 og ml= 0 (ud over dets radiale og vinklede komponenter) beskriver en orbital med en sfærisk form. Dette er den øverst i orbitalpyramiden i det oprindelige billede. Som det kan ses på billedet af de radiale knudepunkter, kan det også forventes, at 4s, 5s og 6s orbitaler har tre, fire og fem noder..
De er karakteriseret ved at være symmetriske, og deres elektroner oplever en større effektiv nuklear ladning. Dette skyldes, at dets elektroner kan trænge ind i indre skaller og svæve meget tæt på kernen, hvilket udøver en positiv attraktion på dem..
Derfor er der en sandsynlighed for, at en 3s-elektron kan trænge gennem 2s og 1s orbitalen og nærme sig kernen. Denne kendsgerning forklarer, hvorfor et atom med sp-hybridorbitaler er mere elektronegativt (med en større tendens til at tiltrække elektronisk densitet fra dets nærliggende atomer) end et med sp-hybridisering.3.
Således er elektronerne i orbitalerne dem, der oplever kernen at oplade mest og er mere energisk stabile. Sammen udøver de en afskærmende effekt på elektroner i andre underniveauer eller orbitaler; det vil sige, de reducerer den faktiske nukleare ladning Z, der opleves af de yderste elektroner.
P-orbitalerne har kvantetallene l= 1 og med værdier på ml= -1, 0, +1. Det vil sige, at en elektron i disse orbitaler kan tage tre retninger, som er repræsenteret som gule håndvægte (ifølge billedet ovenfor).
Bemærk, at hver håndvægt er placeret langs en kartesisk akse x, Y Y z. Derfor betegnes det p-orbital, der er placeret på x-aksen, som px; den ene på y-aksen, sY; og hvis den peger vinkelret på xy-planet, dvs. på z-aksen, er det pz.
Alle orbitaler er vinkelrette på hinanden, dvs. de danner en vinkel på 90º. Ligeledes forsvinder vinkelfunktionen i kernen (oprindelsen til den kartesiske akse), og der er kun sandsynligheden for at finde elektronen inden i loberne (hvis elektrontæthed afhænger af den radiale funktion).
Elektroner i disse orbitaler kan ikke trænge ind i indre skaller lige så let som s orbitaler. Når man sammenligner deres former, ser p-orbitalerne ud til at være tættere på kernen; dog findes ns elektroner oftere omkring kernen.
Hvad er konsekvensen af ovenstående? At en np-elektron oplever en lavere effektiv nuklear ladning. Endvidere reduceres sidstnævnte yderligere af afskærmningseffekten af s orbitaler. Dette forklarer for eksempel, hvorfor et atom med hybrid sp-orbitaler3 er mindre elektronegativ end med sp-orbitalerto eller sp.
Det er også vigtigt at bemærke, at hver håndvægt har et vinklet knudeplan, men ingen radiale knudepunkter (kun 2p-orbitalerne). Det vil sige, at hvis det blev skåret, ville der ikke være nogen lag indeni som med 2'ers orbital; men fra 3p orbitale og fremefter ville radiale noder begynde at blive observeret.
Disse vinkelknudepunkter er ansvarlige for, at de yderste elektroner oplever en dårlig afskærmningseffekt. For eksempel beskytter 2s elektroner dem i 2p orbitaler i bedre grad end 2p elektroner beskytter dem i 3s orbital..
Da værdierne af ml De er -1, 0 og +1, der hver repræsenterer en Px-, Py- eller Pz-orbital. I alt kan de rumme seks elektroner (to til hver orbital). Denne kendsgerning er afgørende for forståelsen af den elektroniske konfiguration, det periodiske system og de elementer, der udgør den såkaldte p-blok..
D orbitalerne har værdier på l= 2 og ml= -2, -1, 0, +1, +2. Der er derfor fem orbitaler, der er i stand til at rumme ti elektroner i alt. De fem vinkelfunktioner for d orbitalerne er repræsenteret i billedet ovenfor.
Førstnævnte, de 3d orbitaler, mangler radiale knudepunkter, men alle de andre, undtagen d orbitalenz2, de har to knudepunkter; ikke billedets planer, da disse kun viser, i hvilke akser de orange fliser med kløverbladenes form er placeret. De to knudepunkter er dem, der halverer vinkelret på det grå plan.
Deres former gør dem endnu mindre effektive til at beskytte den effektive nukleare ladning. Hvorfor? Fordi de har flere noder, gennem hvilke kernen kan tiltrække eksterne elektroner.
Derfor bidrager alle d-orbitaler til at gøre stigningen i atomradier mindre udtalt og passere fra et energiniveau til et andet..
Endelig har f-orbitaler kvantetal med værdier på l= 3 og ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Der er syv f orbitaler, i alt fjorten elektroner. Disse orbitaler bliver tilgængelige fra periode 6, overfladisk symboliseret som 4f.
Hver af vinkelfunktionerne repræsenterer lapper med indviklede former og flere knudepunkter. Derfor afskærmer de de eksterne elektroner endnu mindre, og dette fænomen forklarer, hvad der er kendt som lanthanid sammentrækning.
Af denne grund er der for tunge atomer ingen udtalt variation i deres atomare radier på et niveau. n til en anden n + 1 (For eksempel 6n til 7n). Til dato er 5f orbitaler sidst fundet i naturlige eller kunstige atomer..
Med alt dette i tankerne åbner en kløft mellem det, der er kendt som kredsløb og orbitaler. Selvom de er tekstmæssigt ens, er de i virkeligheden meget forskellige.
Konceptet med den atomare orbital og den orbitale tilnærmelse har gjort det muligt at forklare den kemiske binding, og hvordan den på en eller anden måde kan påvirke molekylstrukturen.
Endnu ingen kommentarer