Orbitale atomowe w tym, z czego się składają, jak są symbolizowane i typy

The orbitale atomowe są regionami atomu zdefiniowanymi przez funkcję falową dla elektronów. Funkcje falowe są wyrażeniami matematycznymi uzyskanymi z rozdzielczości równania Schrödingera. Opisują one stan energetyczny jednego lub więcej elektronów w przestrzeni, a także prawdopodobieństwo ich znalezienia.

Ta fizyczna koncepcja, zastosowana przez chemików do zrozumienia połączenia i układu okresowego, uważa elektron za falę i cząstkę w tym samym czasie. Dlatego obraz Układu Słonecznego jest odrzucany, gdzie elektrony są planetami obracającymi się po orbitach wokół jądra lub słońca.

Ta przestarzała wizualizacja jest praktyczna przy ilustrowaniu poziomów energetycznych atomu. Na przykład: okrąg otoczony koncentrycznymi pierścieniami reprezentującymi orbity i ich statyczne elektrony. W rzeczywistości jest to obraz, za pomocą którego atom jest przedstawiany dzieciom i młodzieży.

Jednak prawdziwa struktura atomowa jest zbyt skomplikowana, aby nawet mogła mieć jej przybliżony obraz.

Rozważając elektron jako cząstkę fali i rozwiązując równanie różniczkowe Schrödingera dla atomu wodoru (najprostszy system ze wszystkich), otrzymano słynne liczby kwantowe.

Liczby te wskazują, że elektrony nie mogą zajmować żadnego miejsca atomu, ale tylko te, które spełniają poziom dyskretnej i kwantowej energii. Wyrażenie matematyczne powyższego nazywane jest funkcją falową.

Tak więc z atomu wodoru oszacowano szereg stanów energetycznych rządzonych liczbami kwantowymi. Te stany energetyczne zostały nazwane orbitale atomowe.

Ale opisywały one tylko miejsce, w którym znajduje się elektron w atomie wodoru. W przypadku innych atomów, polielektroniki, począwszy od helu, dokonano przybliżenia orbitalnego. Dlaczego? Ponieważ rozdzielczość równania Schrödingera dla atomów z dwoma lub więcej elektronami jest bardzo skomplikowana (nawet przy obecnej technologii).

Indeks

• 1 Czym są orbitale atomowe?
  • 1.1 Funkcja fali promieniowej
  • 1.2 Funkcja fali kątowej
  • 1.3 Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu i wiązania chemicznego
• 2 Jak się symbolizują?
• 3 typy
  • 3.1 Orbitale
  • 3.2 Orbitale p
  • 3.3 Orbitale d
  • 3.4 Orbitale
• 4 odniesienia

Czym są orbitale atomowe?

Orbitale atomowe są funkcjami falowymi, które składają się z dwóch komponentów: promieniowego i kątowego. To wyrażenie matematyczne jest napisane jako:

Ψ_nlml = R_nl(r) · Y_lml(θφ)

Chociaż na początku może się to wydawać skomplikowane, zwróć uwagę na liczby kwantowe n, l i ml Są one oznaczone małymi literami. Oznacza to, że te trzy liczby opisują orbitę. R_nl(r), lepiej znany jako funkcja radialna, zależy od n i l; podczas gdy Y_lml(θφ), funkcja kątowa, zależy od l i ml.

W równaniu matematycznym znajdują się również zmienne r, odległość do jądra oraz θ i φ. Wynikiem całego tego zestawu równań jest fizyczna reprezentacja orbitali. Co? Ten widoczny na obrazku powyżej. Istnieje szereg orbitali, które zostaną wyjaśnione w kolejnych sekcjach.

Jego kształty i wzory (nie kolory) pochodzą z wykreślania w przestrzeni funkcji falowych oraz ich składowych promieniowych i kątowych.

Funkcja fali promieniowej

Jak widać w równaniu, R_nl(r) tak bardzo zależy n od l. Następnie funkcja fali promieniowej jest opisywana przez główny poziom energii i jej podpoziomy.

Gdyby można było zrobić zdjęcie elektronu bez uwzględnienia jego kierunku, można zaobserwować nieskończenie mały punkt. Następnie, wykonując miliony zdjęć, możesz szczegółowo opisać, jak zmienia się chmura punktów w zależności od odległości do jądra.

W ten sposób gęstość chmury można porównać w odległościach i bliskości jądra. Gdyby ta sama operacja została powtórzona, ale z innym poziomem energii lub podpoziomem, uformowałaby się inna chmura, która zamyka poprzednią. Pomiędzy nimi jest mała przestrzeń, w której elektron nigdy się nie znajduje; to jest tak zwane węzeł promieniowy.

Ponadto w chmurach występują regiony o wyższej i niższej gęstości elektronicznej. Gdy stają się większe i oddalają się od jądra, mają więcej radialnych węzłów; a także odległość r gdzie elektron porusza się częściej i jest bardziej skłonny go znaleźć.

Funkcja fali kątowej

Znów z równania wiadomo, że Y_lml(θφ) opisuje głównie liczba kwantowa l i ml. Tym razem uczestniczy w magnetycznej liczbie kwantowej, dlatego kierunek elektronu w przestrzeni jest określony; a ten adres można wykreślić z równań matematycznych, które obejmują zmienne θ i φ.

Teraz nie przystępujemy do robienia zdjęć, ale do nagrania wideo ścieżki elektronu w atomie. W przeciwieństwie do poprzedniego eksperymentu nie wiadomo, gdzie dokładnie znajduje się elektron, ale dokąd zmierza.

Podczas poruszania elektron opisuje bardziej zdefiniowaną chmurę; w rzeczywistości kształt kulisty lub jeden z płatami, jak te widoczne na obrazie. Rodzaj figur i ich kierunek w przestrzeni są opisane przez l i ml.

Są regiony, blisko jądra, w których elektron nie przechodzi, a postać znika. Takie regiony są znane jako węzły kątowe.

Na przykład, jeśli obserwuje się pierwszy orbital sferyczny, szybko stwierdza się, że jest on symetryczny we wszystkich kierunkach; Nie jest tak jednak w przypadku innych orbitali, których kształty ujawniają puste przestrzenie. Można je zaobserwować na początku płaszczyzny kartezjańskiej oraz w wyimaginowanych płaszczyznach między płatami.

Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu i wiązania chemicznego

Aby określić rzeczywiste prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w orbicie, należy wziąć pod uwagę dwie funkcje: promieniową i kątową. Dlatego nie wystarczy założyć komponent kątowy, to znaczy zilustrowaną formę orbitali, ale także to, jak zmienia się jego elektronowa gęstość w odniesieniu do odległości jądra..

Ponieważ jednak adresy (ml) rozróżniać jedną orbitę od drugiej, jest to praktyczne (choć może nie do końca poprawne) rozważanie tylko jej kształtu. W ten sposób opis wiązania chemicznego tłumaczy się nakładaniem się tych liczb.

Na przykład obraz porównawczy trzech orbitali jest pokazany powyżej: 1s, 2s i 3s. Zauważ jego radialne węzły wewnątrz. W orbicie 1s brakuje węzła, podczas gdy dwa pozostałe mają jeden i dwa węzły.

Rozważając wiązanie chemiczne, łatwiej jest pamiętać tylko o kulistym kształcie tych orbitali. W ten sposób orbital ns zbliża się do drugiego i na odległość r, elektron utworzy wiązanie z elektronem sąsiedniego atomu. Stąd powstaje kilka teorii (TEV i TOM), które wyjaśniają ten link.

Jak się symbolizują?

Orbitale atomowe, jawnie, są symbolizowane jako: nl_ml.

Liczby kwantowe przyjmują całe wartości 0, 1, 2 itd., Ale symbolizują tylko orbitale, które mu pozostały n wartość liczbowa Podczas gdy dla l, cała liczba jest zastępowana przez odpowiednią literę (s, p, d, f); i dla ml, wzór zmienny lub matematyczny (z wyjątkiem ml= 0).

Na przykład dla orbitalu 1s: n= 1, s = 0 i ml= 0 To samo dotyczy wszystkich orbitali ns (2s, 3s, 4s itp.).

Aby symbolizować resztę orbitali, należy zająć się ich typami, z których każdy ma poziomy energii i własne cechy.

Typy

Orbitale

Liczby kwantowe l= 0 i ml= 0 (oprócz składowych promieniowych i kątowych) opisuje orbitę o kulistym kształcie. To ta, która kieruje piramidą orbitali początkowego obrazu. Ponadto, jak widać na obrazie węzłów radialnych, można oczekiwać, że orbitale 4s, 5s i 6s mają trzy, cztery i pięć węzłów.

Charakteryzują się symetrycznością, a ich elektrony doświadczają większego efektywnego ładunku jądrowego. Dzieje się tak, ponieważ ich elektrony mogą przenikać warstwy wewnętrzne i unosić się bardzo blisko jądra, co wywołuje na nich pozytywną atrakcję.

Dlatego istnieje prawdopodobieństwo, że elektron 3s może przeniknąć orbital 2s i 1s, zbliżając się do jądra. Fakt ten wyjaśnia, dlaczego atom z orbitalami hybrydowymi sp jest bardziej elektroujemny (z większą tendencją do przyciągania gęstości elektronicznej sąsiednich atomów) niż ten z hybrydyzacją sp.³.

Zatem elektrony orbitali to te, które najbardziej doświadczają ładunku jądra i są bardziej stabilne energetycznie. Łącznie wywierają one efekt ochronny na elektrony innych poziomów lub orbitali; to znaczy, zmniejszają rzeczywisty ładunek jądrowy Z doświadczany przez najbardziej zewnętrzne elektrony.

Orbitale p

Orbitale p posiadają liczby kwantowe l= 1 iz wartościami ml= -1, 0, +1. Oznacza to, że elektron w tych orbitali może przyjmować trzy kierunki, które są reprezentowane jako żółte hantle (zgodnie z powyższym obrazem).

Zauważ, że każdy hantle jest umieszczony wzdłuż osi kartezjańskiej x, i i z. Dlatego ta orbitalna p znajdująca się na osi x jest oznaczona jako p_x; ten na osi y, str_i; a jeśli jest skierowany prostopadle do płaszczyzny xy, to jest na osi z, to wtedy p_z.

Wszystkie orbitale są prostopadłe do siebie, to znaczy tworzą kąt 90º. Również funkcja kątowa znika w jądrze (początek osi kartezjańskiej) i istnieje tylko prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wewnątrz płatów (którego gęstość elektronów zależy od funkcji promieniowej).

Słaby efekt ekranowania

Elektrony tych orbitali nie mogą przenikać warstw wewnętrznych z taką samą łatwością jak orbitale s. Porównując ich formy, orbitale p wydają się być bliżej jądra; jednakże elektrony ns znajdują się najczęściej wokół jądra.

Jaka jest konsekwencja powyższego? Że elektron NP ma niższy efektywny ładunek jądrowy. Ponadto ten ostatni jest dodatkowo zmniejszany przez efekt przesiewowy orbitali s. To wyjaśnia, na przykład, dlaczego atom z hybrydowym orbitalem sp³ jest mniej elektroujemny niż z orbitaliami sp² lub sp.

Ważne jest również, aby pamiętać, że każdy hantle ma kątową płaszczyznę węzłową, ale nie ma żadnego radialnego węzła (orbitale 2p nic innego). Oznacza to, że gdyby był pocięty, wewnątrz niego nie byłoby warstw takich jak orbita 2s; ale począwszy od orbity 3p, węzły radialne zaczęłyby być obserwowane.

Te węzły kątowe są odpowiedzialne za fakt, że najbardziej zewnętrzne elektrony doświadczają słabego efektu ekranowania. Na przykład, elektrony 2s osłaniają te z orbitali 2p w większym stopniu niż elektrony 2p do tych z orbitali 3s.

Px, Py i Pz

Od wartości ml są -1, 0 i +1, każdy reprezentuje orbital Px, Py lub Pz. W sumie mogą pomieścić sześć elektronów (dwa na każdy orbital). Fakt ten ma kluczowe znaczenie dla zrozumienia konfiguracji elektronicznej, układu okresowego i elementów składających się na tak zwany blok p.

Orbitale

Orbitale d mają wartości l= 2 i ml= -2, -1, 0, +1, +2. Istnieje zatem pięć orbitali zdolnych do utrzymania łącznie dziesięciu elektronów. Pięć funkcji kątowych orbitali d przedstawiono na obrazku powyżej.

Pierwsze, orbitale 3d, nie mają węzłów radialnych, ale wszystkie inne, z wyjątkiem orbitalnego d_z2, mają dwie płaszczyzny węzłowe; nie płaszczyzny obrazu, ponieważ pokazują tylko, w których osiach pomarańczowe płaty są umieszczone z formami liści koniczyny. Dwie płaszczyzny węzłowe to te, które przecinają się prostopadle do szarej płaszczyzny.

Ich formy sprawiają, że są jeszcze mniej skuteczne w ochronie skutecznego ładunku jądrowego. Dlaczego? Ponieważ mają więcej węzłów, dzięki którym jądro może przyciągać zewnętrzne elektrony.

Dlatego wszystkie orbitale d przyczyniają się do wzrostu promieni atomowych mniej wyraźnych z jednego poziomu energii do drugiego.

Orbitale

Wreszcie orbitale f mają liczbę kwantową z wartościami l= 3 i ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Istnieje siedem orbitali f, w sumie czternaście elektronów. Te orbitale zaczynają być dostępne od 6-go okresu, symbolicznie jako 4f.

Każda z funkcji kątowych reprezentuje płaty o skomplikowanych kształtach i kilku płaszczyznach węzłowych. Dlatego chronią jeszcze mniej zewnętrznych elektronów i to zjawisko wyjaśnia, co jest znane jako skurcz lantanowca.

Z tego powodu dla ciężkich atomów nie ma wyraźnej zmiany ich promieni atomowych na poziomie n do innego n + 1 (Na przykład od 6n do 7n). Do tej pory orbitale 5f to ostatnie znalezione w naturalnych lub sztucznych atomach.

Mając to wszystko na uwadze, otchłań otwiera się między tym, co jest znane jako orbita i orbitale. Chociaż dosłownie są podobne, w rzeczywistości są bardzo różne.

Koncepcja atomowej orbity i podejścia orbitalnego pozwoliła na wyjaśnienie wiązania chemicznego i na to, w jaki sposób, w ten czy inny sposób, może wpłynąć na strukturę molekularną.

Referencje

1. Shiver i Atkins. (2008). Chemia nieorganiczna (Czwarte wydanie, strona 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Elektrony i wiązanie chemiczne. W.A. Benjamin, Inc. Nowy Jork.
3. Quimitube (s.f.). Orbitale atomowe i liczby kwantowe. Źródło: quimitube.com
4. Statek C. R. (2016). Wizualizacja orbitali elektronowych. Źródło: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Orbitale atomowe. Źródło: chemguide.co.uk
6. Opowieści kwantowe (26 sierpnia 2011). Orbitale atomowe, kłamstwo w szkole średniej. Odzyskany z: cuentos-cuanticos.com