Mis on degenereeritud orbitaalid?

The degenereeritud orbitaalid nad on kõik need, kes on samal tasemel energiat. Selle määratluse kohaselt peab neil olema sama peamine kvantarv n. Seega on 2s ja 2p orbitaalid degenereerunud, kuna nad kuuluvad energia tasemele 2. Siiski on teada, et nende nurk- ja radiaallainete funktsioonid on erinevad.

Nagu väärtused n, elektronid hakkavad hõivama teisi energia alamtasemeid, nagu orbitaalid d ja f. Igal neist orbitaalidest on oma omadused, mida esmapilgul vaadeldakse nende nurkades; need on sfäärilised (s), dumbbell (p), trefoil (d) ja globular (f) arvud.

Nende hulgas on energiaerinevus, mis kuulub isegi samale tasemele n.

Näiteks näitab ülemine pilt energiaskeemi, mille orbitaalid on paaritu elektronid (ebanormaalne juhtum). On näha, et kõige stabiilsematest (madalaim energia) on orbitaalsed ns (1s, 2s, ...), samas kui kõige ebastabiilne (kõrgeim energia).

Indeks

• 1 Isoleeritud aatomi degeneratsioon
  • 1.1 Orbitaadid lk
  • 1.2 Orbitaalid
  • 1.3 Orbitaalid
• 2 degenereerunud hübriidpõrandat
• 3 Viited

Isoleeritud aatomi degeneratsioon

Degenereeritud orbitaalid, mille väärtus on sama n, nad on energiasüsteemi samas reas. Sel põhjusel paiknevad kolm punast triipu, mis sümboliseerivad p orbitaale, samas reas; nagu lilla ja kollased triibud.

Kujutise skeem rikub Hundi reeglit: kõrgema energiaga orbitaalid on täidetud elektronidega, ilma et nad oleksid eelnevalt sidunud madalamate energia orbitaalidega. Kui elektronid paarivad, kaotab orbitaal energia ja avaldab suuremat elektrostaatilist tõrjutust teiste orbitaalide paralleelsetel elektronidel..

Selliseid mõjusid ei arvestata siiski paljudes energia diagrammides. Kui jah, ja järgides Hundi reeglit ilma d orbitaalide täitmiseta, oleks näha, et nad lakkavad olemast degenereeritud.

Nagu eespool öeldud, on igal orbitaalil oma tunnused. Isoleeritud aatomil on oma elektroonilise konfiguratsiooniga oma elektronid paigutatud täpsesse arvu orbitaalidesse, mis võimaldavad neid paigutada. Ainult neid, kes on võrdsed energiaga, võib pidada degeneratsiooniks.

Orbitaadid lk

Kujutise degenereerunud p orbitaalide kolm punast triibu näitavad, et mõlemad_x, lk_ja ja lk_z Neil on sama energia. Igas on paaritu elektron, mida kirjeldavad neli kvantarvu (n, l, ml ja ms), samas kui esimesed kolm kirjeldavad orbiine.

Ainus erinevus nende vahel on tähistatud magnetilise momendiga ml, mis tõmbab p_x x-teljel, lk_ja y-teljel ja lk_z z-teljel. Kõik kolm on võrdsed, kuid erinevad ainult nende ruumilistest suundadest. Sel põhjusel on nad alati joonistatud joondatud energiaga, see on degenereerunud.

Kuna need on samad, siis lämmastikust eraldatud aatom (1 s konfiguratsiooniga)²2s²2p³) peab säilitama kolme orbitaali degeneratsiooni lk. Kuid energiastsenaarium muutub järsult, kui arvestada molekuli või keemilise ühendi N-aatomiga.

Miks? Sest kuigi p_x, lk_ja ja lk_z need on energiaga võrdsed, see võib igaühe puhul varieeruda, kui neil on erinevad keemilised keskkonnad; see tähendab, et kui nad on seotud erinevate aatomitega.

Orbitaalid

On viie lilla triibud, mis tähistavad d orbitaale. Isoleeritud aatomis, isegi kui neil on seotud elektronid, loetakse need viis orbiiti degenereerunuks. Erinevalt p orbitaalidest on sel ajal märgatav erinevus nende nurkade lõikes.

Seetõttu liiguvad nende elektronide liikumisruum ruumis, mis varieerub orbitaalsest d. See põhjustab kristallivälja teooria, et minimaalne häire põhjustab a energiajaotus orbitaalidest; see tähendab, et viis lilla riba on eraldatud, jättes nende vahel energiakatkestuse:

Millised on ülaltoodud orbitaalid ja millised on allpool? Need, kes on üleval, sümboliseeritakse kui e_g, ja allpool t_2g. Pange tähele, kuidas algselt olid kõik lilla triibud joondatud ja nüüd moodustati kaks orbitaali e_g rohkem energiat kui teised kolm orbitaali t_2g.

See teooria võimaldab meil selgitada d-d üleminekuid, millele omistatakse paljud üleminekumetallide ühendites (Cr, Mn, Fe jne) täheldatud värvid. Ja miks on see elektrooniline häire? Metallikeskuse ja teiste kutsutud molekulide koordineerivale interaktsioonile ligandid.

Orbitaalid

F orbitaalidega tunnevad nad kollaseid triibusid, olukord muutub veelgi keerulisemaks. Nende ruumilised suundad varieeruvad väga palju ning nende linkide visualiseerimine muutub liiga keeruliseks.

Tegelikult loetakse f orbitaale nii sisemisi, et nad ei osale võlakirjade moodustamisel märgatavalt.

Kui isoleeritud aatom, millel on f orbitaalid, on ümbritsetud teiste aatomitega, algavad interaktsioonid ja tekib avanemine (degeneratsiooni kadumine):

Pange tähele, et nüüd moodustavad kollased triibud kolm komplekti: t_{1 g}, t_2g ja a_{1 g}, ja mis ei ole enam degenereerunud.

Hübriidsed orbitaalid

On näha, et orbitaalid võivad tekkida ja kaotada degeneratsioon. Kuigi see selgitab elektroonilisi üleminekuid, on see selgituses, kuidas ja miks on olemas erinevad molekulaarsed geomeetriad. Siin sisenevad hübriidsed orbitaalid.

Mis on selle peamised omadused? Et nad on degenereerunud. Seega tulenevad need orbitaalide s, p, d ja f tähemärkide segust, et tekitada degenereeritud hübriide.

Näiteks segatakse kolme p orbitaali ühe s-ga, et anda neli sp orbitaali³. Kõik sp orbitaalid³ nad on degenereerunud ja seetõttu on neil sama energia.

Kui lisaks sellele segatakse nelja sp³, saate kuus sp orbitaali³d².

Ja kuidas nad molekulaarseid geomeetriaid selgitavad? Kuna nad on kuus võrdsete energiaallikatega, peavad nad olema ruumis sümmeetriliselt orienteeritud, et luua võrdsed keemilised keskkonnad (näiteks MF-ühendis).₆).

Kui nad seda teevad, moodustub koordineerimise oktaeedroon, mis on võrdne keskuse (M) ümber oktaeedrilise geomeetriaga..

Siiski on geomeetriatel moonutusi, mis tähendab, et isegi hübriidsed orbitaalid ei ole täielikult degenereerunud. Järelikult eksisteerivad degenereerunud orbitaalid ainult eraldatud aatomites või väga sümmeetrilistes keskkondades.

Viited

1. Chemicooli sõnaraamat. (2017). Degeneratsiooni määratlus Välja otsitud andmebaasist: chemicool.com
2. SparkNotes OÜ. (2018). Aatomid ja aatomite orbitaalid. Välja otsitud: sparknotes.com
3. Puhas keemia (s.f.). Elektrooniline konfiguratsioon. Taastatud: es-puraquimica.weebly.com
4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Keemia (8. väljaanne). KESKMINE Õppimine.
5. Moreno R. Esparza. (2009). Koordineerimise keemia kursus: väljad ja orbitaalid. [PDF] Välja otsitud andmebaasist: depa.fquim.unam.mx
6. Shiver & Atkins. (2008). Anorgaaniline keemia (Neljas väljaanne). Mc Grawi mägi.