De atomorbitaler er de regionene i atomet som er definert av en 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, anser elektronet som en bølge og en partikkel samtidig. Derfor er bildet av solsystemet utelukket, der elektronene er planeter som roterer i baner rundt kjernen eller solen..
Denne utdaterte visualiseringen er nyttig når du illustrerer atomenergien. For eksempel: en sirkel omgitt av konsentriske ringer som representerer banene, og deres statiske elektroner. Faktisk er dette bildet som atomet blir introdusert for barn og unge.
Imidlertid er den sanne atomstrukturen for kompleks til å til og med ha et grovt bilde av den..
Med tanke på elektronet som en bølgepartikkel, og å løse Schrödingers differensialligning for hydrogenatomet (det enkleste systemet av alle), ble de berømte kvantetallene oppnådd.
Disse tallene indikerer at elektroner ikke kan innta noe sted i atomet, men bare de som adlyder et diskret og kvantifisert energinivå. Det matematiske uttrykket ovenfor er kjent som en bølgefunksjon.
Fra hydrogenatomet ble det således estimert en serie energitilstander styrt av kvantetall. Disse energitilstandene ble kalt atomorbitaler.
Men disse beskrev bare hvor et elektron befinner seg i et hydrogenatom. For andre atomer, polyelektronikk, fra helium og utover, ble det foretatt en omtrentlig tilnærming. Hvorfor? Fordi det er veldig komplisert å løse Schrödinger-ligningen for atomer med to eller flere elektroner (selv med dagens teknologi).
Artikkelindeks
Atomiske orbitaler er bølgefunksjoner som består av to komponenter: en radial og den andre kantete. Dette matematiske uttrykket er skrevet som:
Ψnlml = Rnl(r) Ylml(θϕ)
Selv om det kan virke komplisert i begynnelsen, merk at kvantetall n, l Y ml de er angitt med små bokstaver. Dette betyr at disse tre tallene beskriver bane. Rnl(r), bedre kjent som den radiale funksjonen, avhenger av n Y l; mens Ylml(θϕ), vinkelfunksjon, avhenger av l Y 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 fremstilling av orbitalene. Hvilken? Den som er sett på bildet over. Der vises en serie orbitaler som vil bli forklart i de følgende avsnittene.
Formene og designene (ikke fargene) kommer fra å tegne grafiske bølgefunksjoner og deres radiale og kantede komponenter i rommet..
Som det ses i ligningen, er Rnl(r) avhenger så mye av n som l. Deretter blir den radiale bølgefunksjonen beskrevet av hovedenerginivået og dets undernivåer.
Hvis elektronet kunne fotograferes uavhengig av retning, kunne det observeres et uendelig lite punkt. Deretter kan du ta millioner av bilder, og det kan bli detaljert hvordan punktskyen endres som en funksjon av avstanden til kjernen..
På denne måten kan skyens tetthet i det fjerne og nær kjernen sammenlignes. Hvis den samme operasjonen ble gjentatt, men med et annet energinivå eller undernivå, ville det dannes en annen sky som omslutter den forrige. Mellom de to er det et lite rom der elektronet aldri befinner seg; dette er det som er kjent som radial node.
På samme måte er det i skyene områder med høyere og lavere elektrontetthet. Når de blir større og lengre fra kjernen, har de flere radiale noder; og også en avstand r der elektronet vandrer hyppigst og mest sannsynlig blir funnet.
Igjen er det kjent fra ligningen at Ylml(θϕ) er hovedsakelig beskrevet av kvantetall l Y ml. Denne gangen deltar den i det magnetiske kvantetallet, derfor defineres elektronens retning i rommet; og denne retningen kan tegnes fra de matematiske ligningene som involverer variablene θ og ϕ.
Nå fortsetter vi ikke med å ta bilder, men tar opp en video av elektronens bane i atomet. I motsetning til forrige eksperiment er det ukjent hvor elektronet er, men hvor det skal.
Når elektronet beveger seg, beskriver det en mer definert sky; faktisk en sfærisk figur, eller en med lapper, som de som er sett på bildet. Typen av figurer og deres retning i rommet er beskrevet av l Y ml.
Det er regioner, nær kjernen, der elektronet ikke passerer og figuren forsvinner. Slike regioner er kjent som vinkelnoder.
Hvis du for eksempel ser på den første sfæriske banen, kommer du raskt til at den er symmetrisk i alle retninger; dette er imidlertid ikke tilfelle med de andre orbitalene, hvis former avslører tomme rom. Disse kan observeres ved opprinnelsen til det kartesiske planet, og i de tenkte planene mellom lappene.
For å bestemme den virkelige 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 på orbitalene, men også hvordan deres elektrondensitet endrer seg i forhold til avstanden fra kjernen.
Men fordi adressene (ml) skille en bane fra en annen, er det praktisk (men kanskje ikke helt riktig) å ta bare hensyn til baneformen. På denne måten forklares beskrivelsen av den kjemiske bindingen ved å overlappe disse figurene.
For eksempel er ovenfor et komparativt bilde av tre orbitaler: 1s, 2s og 3s. Legg merke til dens radiale noder inni. 1s orbital 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 seg ns orbital en annen, og på avstand r, elektronet vil danne en binding med elektronet til det nærliggende atomet. Herfra oppstår flere teoretikere (TEV og TOM) som forklarer denne lenken.
Atomiske orbitaler er eksplisitt symbolisert som: nlml.
Kvantetall tar heltalsverdier 0, 1, 2 osv., Men bare for å symbolisere orbitalene n en numerisk verdi. Mens for l, hele tallet erstattes av tilsvarende bokstav (s, p, d, f); og til ml, en variabel eller matematisk formel (bortsett fra ml= 0).
For eksempel for 1-orbitalen: n= 1, s = 0, og ml= 0. Det samme gjelder for 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..
Kvantetall l= 0, og ml= 0 (i tillegg til sine radiale og vinklede komponenter) beskriver en bane med en sfærisk form. Dette er den på toppen av pyramiden av orbitaler i det opprinnelige bildet. Som det kan sees på bildet av de radiale nodene, kan det også forventes at 4s, 5s og 6s orbitalene har tre, fire og fem noder..
De er preget av å være symmetriske og deres elektroner 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 tiltrekning på dem..
Derfor er det en sannsynlighet for at et 3s-elektron kan trenge gjennom 2s og 1s orbital, nærmer seg kjernen. Dette faktum forklarer hvorfor et atom med sp-hybridorbitaler er mer elektronegativt (med større tendens til å tiltrekke seg elektronisk tetthet fra dets næratomer) enn et med sp-hybridisering.3.
Dermed er elektronene i orbitalene de som opplever kjernen som lades mest og er mer energisk stabile. Sammen utøver de en skjermende effekt på elektroner i andre undernivåer eller orbitaler; det vil si at de reduserer den faktiske kjernefysiske ladningen Z som de ytre elektronene opplever.
P-orbitalene har kvantetallene l= 1, og med verdiene på ml= -1, 0, +1. Det vil si at et elektron i disse orbitalene kan ta tre retninger, som er representert som gule manualer (i henhold til bildet ovenfor).
Merk at hver manual er plassert langs en kartesisk akse x, Y Y z. Derfor betegnes den p-banen som ligger på x-aksen som px; den på y-aksen, sY; og hvis den peker vinkelrett på xy-planet, det vil si på z-aksen, så er det pz.
Alle orbitalene er vinkelrett på hverandre, det vil si at de danner en vinkel på 90º. På samme måte forsvinner vinkelfunksjonen i kjernen (opprinnelsen til den kartesiske aksen), og det er bare sannsynligheten for å finne elektronet i lappene (hvis elektrontetthet avhenger av den radiale funksjonen).
Elektroner i disse orbitalene kan ikke trenge like lett inn i indre skall som orbitalene. Sammenligning av formene ser p-orbitalene ut til å være nærmere kjernen; imidlertid finnes ns elektroner oftere rundt kjernen.
Hva er konsekvensen av det ovennevnte? At et np-elektron opplever en lavere effektiv kjernefysisk ladning. Videre reduseres sistnevnte ytterligere av skjermingseffekten av orbitalene. Dette forklarer for eksempel hvorfor et atom med hybrid sp-orbitaler3 er mindre elektronegativ enn det med sp-orbitalerto eller sp.
Det er også viktig å merke seg at hver manual har et vinklet nodalplan, men ingen radiale noder (kun 2p-orbitalene). Det vil si at hvis den ble kuttet i skiver, ville det ikke være noen lag inni som med 2-orbitalen; men fra 3p orbitalen og utover ville radiale noder begynne å bli observert.
Disse vinkelnodene er ansvarlige for at de ytterste elektronene opplever en dårlig skjermingseffekt. For eksempel beskytter 2s-elektronene de i 2p-orbitalene i bedre grad, enn 2p-elektronene skjerme de i 3s-orbitalen..
Siden verdiene til ml De er -1, 0 og +1, hver representerer en Px-, Py- eller Pz-bane. 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..
D-orbitalene har verdier på l= 2, og ml= -2, -1, 0, +1, +2. Det er derfor fem orbitaler som er i stand til å inneholde ti elektroner totalt. De fem vinkelfunksjonene til d-orbitalene er representert i bildet ovenfor.
Førstnevnte, 3d-orbitaler, mangler radiale noder, men alle de andre, bortsett fra orbitalenz2, de har to nodeplaner; ikke flyets bilder, da disse bare viser i hvilke akser de oransje lappene med kløverbladene er plassert. De to knutepunktene er de som halverer vinkelrett på det grå planet.
Formene deres gjør dem enda mindre effektive når det gjelder å skjerme den effektive kjernefysiske ladningen. Hvorfor? Fordi de har flere noder, gjennom hvilke kjernen kan tiltrekke seg eksterne elektroner.
Derfor bidrar alle d-orbitalene til å gjøre økningen i atomradier mindre uttalt, og passerer fra ett energinivå til et annet..
Til slutt har f-orbitalene kvantetall med verdier på l= 3, og ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Det er syv f orbitaler, til sammen fjorten elektroner. Disse orbitalene blir tilgjengelige fra periode 6, overfladisk symbolisert som 4f.
Hver av vinkelfunksjonene representerer fliker med intrikate former og flere knuteplaner. Derfor beskytter de de ytre elektronene enda mindre, og dette fenomenet forklarer det som er kjent som lantanid sammentrekning.
For tunge atomer er det ingen uttalt variasjon i deres atomradier på ett nivå. n til en annen n + 1 (For eksempel 6n til 7n). Til dags dato er 5f-orbitalene sist funnet i naturlige eller kunstige atomer..
Med alt dette i bakhodet åpner det seg en kløft mellom det som er kjent som bane og orbitaler. Selv om de er tekstmessig like, er de i realiteten veldig forskjellige.
Konseptet med atomorbitale og orbitale tilnærminger har gjort det mulig å forklare den kjemiske bindingen, og hvordan den på en eller annen måte kan påvirke molekylstrukturen.
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.