Aatomite orbitaalid, mida nad koosnevad, kuidas neid sümboliseeritakse ja tüübid

The aatomi orbitaalid on aatomite piirkonnad, mis on määratud elektronide lainefunktsiooniga. Lainefunktsioonid on Schrödingeri võrrandi eraldamisel saadud matemaatilised väljendid. Need kirjeldavad ühe või mitme elektroni olekut kosmoses, samuti selle leidmise tõenäosust.

See füüsikaline kontseptsioon, mida keemikud kasutavad lingi ja perioodilise tabeli mõistmiseks, peab elektroni laine ja osakese üheaegselt. Seepärast visatakse päikesesüsteemi pilt ära, kus elektronid on planeedid, mis pöörlevad ringi ümber tuuma või päikese.

See vananenud visualiseerimine on praktiline, kui illustreeritakse aatomi energiatasemeid. Näiteks: ring, mida ümbritsevad kontsentrilised rõngad, mis esindavad orbiite, ja nende staatilised elektronid. Tegelikult on see pilt, millega aatomit lastele ja noortele tutvustatakse.

Tõeline aatomistruktuur on aga liiga keeruline, et isegi selle ligikaudne pilt oleks.

Arvestades siis elektroni kui lainepartiklit ja lahendades Schrödingeri diferentsiaalvõrrandi vesiniku aatomile (kõigi lihtsaim süsteem), saadi kuulsad kvantarvud.

Need numbrid näitavad, et elektronid ei saa aatomi mis tahes kohta hõivata, vaid ainult need, mis järgivad diskreetse ja kvantiseeritud energia taset. Eespool toodud matemaatiline väljendus on tuntud kui lainefunktsioon.

Seega hinnati vesiniku aatomist kvantinumbritega reguleeritud energiliste seisundite rida. Neid energia olekuid nimetati aatomi orbitaalideks.

Kuid need kirjeldasid ainult elektroni asukohta vesiniku aatomis. Teiste aatomite, polüelektroonika, alates heeliumist, puhul tehti orbitaalset ühtlustamist. Miks? Kuna kahe või enama elektroniga aatomite Schrödingeri võrrandi eraldusvõime on väga keeruline (isegi praeguse tehnoloogia puhul).

Indeks

• 1 Mis on aatomite orbitaalid?
  • 1.1 Radiaallaine funktsioon
  • 1.2 nurklainefunktsioon
  • 1.3 Elektronide ja keemiliste sidemete leidmise tõenäosus
• 2 Kuidas neid sümboliseeritakse?
• 3 tüüpi
  • 3.1 Orbitaalid
  • 3.2 Orbitaadid lk
  • 3.3 Orbitaadid d
  • 3.4 Orbitaalid
• 4 Viited

Mis on aatomi orbitaalid?

Aatomite orbitaalid on lainefunktsioonid, mis koosnevad kahest komponendist: radiaalne ja nurk. See matemaatiline väljend on kirjutatud järgmiselt:

Ψ_nlml = R_nl(r) · Y_lml(θφ)

Kuigi see võib alguses tunduda keeruline, märkige, et kvantarvud on olemas n, l ja ml Neid tähistatakse väikeste tähtedega. See tähendab, et need kolm numbrit kirjeldavad orbiidi. R_nl(r) sõltub paremini radiaalfunktsioonist n ja l; samas Y_lml(θφ) sõltub nurkfunktsioonist l ja ml.

Matemaatilises võrrandis on ka muutujad r, kaugus tuumast ja θ ja φ. Selle võrrandite kogu tulemus on orbitaalide füüsiline esitus. Mida? Ülaltoodud pildil. On mitmeid orbitaale, mida selgitatakse järgmistes punktides.

Selle kuju ja kujundused (mitte värvid) pärinevad lainefunktsiooni ja nende radiaal- ja nurgakomponentide ruumilisest joonestamisest.

Radiaallaine funktsioon

Nagu näha võrrandist, R_nlr) see sõltub nii palju n alates l. Seejärel kirjeldatakse radiaallainefunktsiooni peamise energiataseme ja selle alamtasemete järgi.

Kui elektronist oleks võimalik teha foto ilma selle suunda arvestamata, võib täheldada lõputult väikest punkti. Siis, võttes miljoneid fotosid, võiksite täpselt kirjeldada, kuidas punkti pilv muutub tuumast kauguse põhjal.

Sel moel saab pilve tihedust võrrelda tuumade vahemaades ja läheduses. Kui sama toimingut korrati, kuid teise energia taseme või alamtasemega, siis moodustub teine ​​pilv, mis ümbritseb eelmist. Nende kahe vahel on väike ruum, kus elektron ei asu kunagi; seda tuntakse kui radiaalne sõlm.

Samuti on pilvedes kõrgema ja madalama elektroonilise tihedusega piirkonnad. Kui nad muutuvad suuremaks ja lähevad tuumast kaugemale, on neil rohkem radiaalseid sõlme; ja ka kaugus r kus elektron läheb sagedamini ümber ja on tõenäolisem, et see leida.

Nurklaine funktsioon

Ühtlasi on võrrandist teada, et Y_lml(θφ) kirjeldatakse peamiselt kvantarvudega l ja ml. Seekord osaleb see magnetilise kvantarvuga, seega määratakse elektroni suund ruumis; ja seda aadressi saab joonistada matemaatilistest võrranditest, mis hõlmavad muutujaid θ ja φ.

Nüüd ei hakka me fotosid võtma, vaid salvestama elektroni aatomi teekonna. Erinevalt eelmisest eksperimendist pole teada, kus täpselt on elektron, kuid kus see toimub.

Liikudes elektron kirjeldab rohkem määratletud pilve; tegelikult, sfääriline kuju või üks, millel on lobes, nagu need, mis on näha pildist. Jooniste tüüpi ja nende suunda kosmoses kirjeldab l ja ml.

On piirkondi, tuuma lähedale, kus elektron ei läbi ja joonis kaob. Sellised piirkonnad on tuntud kui nurgilised sõlmed.

Näiteks, kui täheldatakse esimest sfäärilist orbiiti, järeldatakse kiiresti, et see on sümmeetriline kõigis suundades; See ei ole aga teiste orbitaalide puhul, mille kuju paljastab tühja ruumi. Neid võib täheldada Cartesiuse tasapinna alguses ja lobide vahelisel kujuteldaval tasandil.

Elektronide ja keemiliste sidemete leidmise tõenäosus

Elektroonilise orbiidi leidmise tegeliku tõenäosuse kindlaksmääramiseks tuleb arvesse võtta kahte funktsiooni: radiaalne ja nurk. Seega ei piisa sellest, et eeldada nurkkomponenti, st orbitaalide illustreeritud vormi, vaid ka seda, kuidas selle elektrooniline tihedus muutub tuuma kauguse suhtes..

Kuna aadressid (ml) eristada ühte orbiiti teisest, on praktiline (kuigi võib-olla mitte täiesti õige) kaaluda ainult selle kuju. Sel viisil selgitatakse keemilise sideme kirjeldust nende arvude kattuvusega.

Näiteks on ülalpool näidatud kolme orbitaali võrdlev pilt: 1s, 2s ja 3s. Pange tähele selle radiaalseid sõlme. 1s orbiidil puudub sõlme, ülejäänud kaks on üks ja kaks sõlme.

Keemilise sideme kaalumisel on lihtsam meeles pidada ainult nende orbitaalide sfäärilist kuju. Sel moel läheneb ns orbitaal teisele ja kaugele r, elektron moodustab sideme naabruses oleva aatomi elektroniga. Siit tekib mitu teoreetilist (TEV ja TOM), mis seda linki selgitavad.

Kuidas neid sümboliseeritakse?

Aatomite orbitaale sümboliseeritakse selgesõnaliselt: nl_ml.

Kvantarvud võtavad kogu väärtusi 0, 1, 2 jne, kuid orbitaalide sümboliseerimiseks jääb see ainult n numbriline väärtus Samal ajal l, kogu number asendatakse vastava kirjaga (s, p, d, f); ja jaoks ml, muutuja või matemaatiline valem (välja arvatud. \ t ml= 0).

Näiteks 1s orbiidi jaoks: n= 1, s = 0 ja ml= 0 Sama kehtib kõigi ns orbitaalide kohta (2s, 3s, 4s jne).

Ülejäänud orbitaalide sümboliseerimiseks on vaja tegeleda nende tüüpidega, millest igaühel on energiatase ja oma omadused.

Tüübid

Orbitaalid

Kvantarvud l= 0 ja ml= 0 (lisaks oma radiaal- ja nurgakomponentidele) kirjeldatakse kerakujulist orbiidi. See on see, mis juhib algse pildi orbitaalide püramiidi. Samuti, nagu näha radiaalsete sõlmede kujutises, võib eeldada, et 4s, 5s ja 6s orbitaalidel on kolm, neli ja viis sõlme.

Neile on iseloomulik, et nad on sümmeetrilised ja nende elektronid omavad suuremat efektiivset tuumaenergia tasu. Seda seetõttu, et nende elektronid võivad tungida sisemistesse kihtidesse ja hõljuda tuuma lähedale, mis avaldab neile positiivset atraktsiooni.

Seetõttu on tõenäosus, et 3s elektron saab tungida 2s ja 1s orbiidile, lähenedes tuumale. See asjaolu selgitab, miks aatom, millel on spibrid orbitaalid, on rohkem elektronegatiivne (suurem tendents meelitada ligi oma naabruses asuvate aatomite elektroonilist tihedust) kui sp-hübridisatsiooniga.³.

Seega on orbitaalide elektronid need, mis kõige rohkem kogevad tuuma laengut ja on energiliselt stabiilsemad. Üheskoos avaldavad nad teiste alamtasemete või orbitaalide elektronidele varjestava mõju; see tähendab, et nad vähendavad reaalset tuumavara Z, mida kogevad kõige välised elektronid.

Orbitaadid lk

P orbitaalidel on kvantarvud l= 1 ja väärtustega ml= -1, 0, +1. See tähendab, et nendes orbitaalides olev elektron võib võtta kolm suunda, mis on esitatud kollaste käsipuudena (vastavalt ülaltoodud pildile).

Pange tähele, et iga hantel paikneb piki Cartesiuse telge x, ja ja z. Seetõttu tähistatakse seda x-teljel asuvat orbiidi p kui p_x; üks y-teljel, lk_ja; ja kui see osutab risti xy tasapinnaga, st z-teljel, siis on see p_z.

Kõik orbitaalid on üksteise suhtes risti, st nad moodustavad 90 ° nurga. Samuti kaob nurkfunktsioon tuumas (Cartesiuse telje algus) ning on ainult tõenäosus leida elektronid lobes (mille elektrontihedus sõltub radiaalfunktsioonist).

Halb varjestus

Nende orbitaalide elektronid ei saa siseneda sisemistesse kihtidesse sama hõlpsasti kui orbitaalid. Võrreldes nende vorme tunduvad p orbitaalid olevat tuumale lähemal; siiski leidub ns elektroni kõige sagedamini tuuma ümber.

Mis on ülaltoodud tagajärg? Et NP-elektronil on madalam efektiivne tuumakulu. Lisaks sellele vähendab viimast veelgi selle orbitaalide sõelumise mõju. See selgitab näiteks, miks hübriidse orbitaalse sp³ see on vähem elektronegatiivne kui sp orbitaalidega² või sp.

Samuti on oluline märkida, et igal hantel on nurgeline sõlme tasand, kuid mitte radiaalset sõlme (2p orbitaalid pole midagi muud). See tähendab, et kui see oleks viilutatud, ei oleks selle sees 2s orbiidiga sarnaseid kihte; kuid alates 3p orbitaalist algavad radiaalsed sõlmed.

Need nurgasõlmed on vastutavad selle eest, et äärepoolseimad elektronid on halva varjestava mõjuga. Näiteks kaitsevad 2s elektronid 2p orbiidide omi rohkem kui 2p elektronid 3s orbitaalidega..

Px, Py ja Pz

Kuna väärtused ml on -1, 0 ja +1, igaüks tähistab Px, Py või Pz orbitaali. Kokku saavad nad mahutada kuus elektroni (kaks iga orbitaali jaoks). See asjaolu on oluline elektroonilise konfiguratsiooni, perioodilise tabeli ja nn ploki moodustavate elementide mõistmiseks.

Orbitaalid

D orbitaalidel on väärtused l= 2 ja ml= -2, -1, 0, +1, +2. Seega on olemas viis orbiidi, mis suudavad kokku hoida kümme elektroni. D orbitaalide viie nurgafunktsioonid on kujutatud ülaloleval pildil.

Esimesed, 3D orbitaalid, puuduvad radiaalsetest sõlmedest, kuid kõik teised, välja arvatud orbitaalne d_z2, neil on kaks sõlme; mitte kujutise lennukid, sest need näitavad ainult seda, millistes telgedes on oranžid hargid ristiku lehtedega. Kaks sõlmpinda on need, mis kalduvad sirge tasapinnaga risti.

Nende vormid muudavad need efektiivseks tuumakoormuseks veelgi vähem tõhusaks. Miks? Kuna neil on rohkem sõlmede, mille abil saab tuum meelitada väliseid elektrone.

Seetõttu aitavad kõik d orbitaalid aatomkiirte suurenemist vähem energiasäästlikult teisele.

Orbitaalid

Lõpuks on f orbitaalidel kvantarv, mille väärtused on l= 3 ja ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Kokku on seitse f orbitaali, kokku neliteist elektroni. Need orbitaalid hakkavad olema kättesaadavad alates perioodist 6, mida sümboliseeritakse pealiskaudselt kui 4f.

Iga nurkfunktsioon esindab keeruliste kuju ja mitme sõlme tasandeid. Seetõttu kaitsevad nad veelgi vähem väliseid elektrone ja see nähtus selgitab seda, mida tuntakse lantaaniidi kokkutõmbumine.

Sel põhjusel ei ole raskete aatomite puhul nende aatomi raadiuste taseme erinevusi n teisele n + 1 (Näiteks 6n kuni 7n). Praeguseks on looduslikes või kunstlikes aatomites viimased 5f orbiidid.

Seda silmas pidades avaneb kuristik orbiitide ja orbitaalide vahel. Kuigi sõna-sõnalt on need sarnased, on need tegelikult väga erinevad.

Aatomkiirguse ja orbitaalmeetodi mõiste on võimaldanud keemilise sideme selgitusi ja seda, kuidas see võib ühel või teisel viisil mõjutada molekulaarset struktuuri.

Viited

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorgaaniline keemia (Neljas väljaanne, lk 13-8). Mc Grawi mägi.
2. Harry B. Grey. (1965). Elektronid ja keemiline sidumine. W.A. Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube (s.f.). Aatomite orbitaalid ja kvantarvud. Välja otsitud: quimitube.com
4. Laev C. R. (2016). Elektrooniliste orbitaalide visualiseerimine. Välja otsitud andmebaasist: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Aatomite orbitaalid. Välja otsitud andmebaasist: chemguide.co.uk
6. Kvant jutud (26. august 2011). Aatomite orbitaalid, keskkooli vale. Taastatud: cuentos-cuanticos.com