De atomorbitaler är de områden av atomen som definieras av en vågfunktion för elektroner. Wave-funktioner är matematiska uttryck erhållna från att lösa Schrödinger-ekvationen. Dessa beskriver energitillståndet för en eller flera elektroner i rymden, liksom sannolikheten för att hitta den..
Detta fysiska koncept, som används av kemister för att förstå bindningen och det periodiska systemet, betraktar elektronen som en våg och en partikel samtidigt. Därför utesluts bilden av solsystemet, där elektronerna är planeter som roterar i banor runt kärnan eller solen..
Denna föråldrade visualisering är till nytta när man illustrerar atomens energinivåer. Till exempel: en cirkel omgiven av koncentriska ringar som representerar banorna och deras statiska elektroner. I själva verket är detta bilden med vilken atomen introduceras för barn och ungdomar.
Den sanna atomstrukturen är dock för komplex för att ens ha en grov bild av den..
Med tanke på elektronen som en vågpartikel och lösning av Schrödingers differentiella ekvation för väteatomen (det enklaste systemet av alla) erhölls de berömda kvantantalen.
Dessa siffror indikerar att elektroner inte kan inta någon plats i atomen, utan bara de som följer en diskret och kvantiserad energinivå. Det matematiska uttrycket för ovanstående är känt som en vågfunktion.
Således, från väteatomen, uppskattades en serie energitillstånd styrda av kvantantal. Dessa energitillstånd fick namnet atomorbitaler.
Men dessa beskrev bara var en elektron befann sig i en väteatom. För andra atomer, polyelektronik, från helium och framåt, gjordes en orbital approximation. Varför? För att lösa Schrödinger-ekvationen för atomer med två eller flera elektroner är mycket komplicerat (även med nuvarande teknik).
Artikelindex
Atomiska orbitaler är vågfunktioner som består av två komponenter: en radiell och den andra vinklad. Detta matematiska uttryck är skrivet som:
Ψnlml = Rnl(r) Ylml(θϕ)
Även om det kan verka komplicerat först, notera att kvantnummer n, l Y ml de anges med små bokstäver. Detta betyder att dessa tre siffror beskriver banan. Rnl(r), bättre känd som radiell funktion, beror på n Y l; medan Ylml(θϕ), vinkelfunktion, beror på l Y ml.
I den matematiska ekvationen finns också variablerna r, avståndet till kärnan och θ och ϕ. Resultatet av all denna uppsättning ekvationer är en fysisk representation av orbitalerna. Som? Den som ses på bilden ovan. Där visas en serie orbitaler som kommer att förklaras i följande avsnitt.
Deras former och mönster (inte färgerna) kommer från att kurva vågfunktionerna och deras radiella och vinklade komponenter i rymden..
Som framgår av ekvationen, Rnl(r) beror så mycket på n tycka om l. Därefter beskrivs den radiella vågfunktionen av huvudenerginivån och dess undernivåer.
Om elektronen kunde fotograferas oavsett riktning, kunde en oändligt liten punkt observeras. Sedan tog miljontals fotografier, det kunde beskrivas hur punktmolnet förändras som en funktion av avståndet till kärnan..
På detta sätt kan molnets densitet i avståndet och nära kärnan jämföras. Om samma operation upprepades men med en annan energinivå eller undernivå skulle ett annat moln bildas som omsluter den föregående. Mellan de två finns det ett litet utrymme där elektronen aldrig finns; detta är vad som kallas radiell nod.
På samma sätt finns det i molnen regioner med högre och lägre elektrondensitet. När de blir större och längre bort från kärnan har de fler radiella noder; och också ett avstånd r där elektronen strömmar oftast och sannolikt kommer att hittas.
Återigen är det känt från ekvationen att Ylml(θϕ) beskrivs huvudsakligen av kvantnummer l Y ml. Den här gången deltar den i det magnetiska kvantantalet, därför definieras elektronens riktning i rymden; och denna riktning kan ritas från de matematiska ekvationerna som involverar variablerna θ och ϕ.
Nu fortsätter vi inte med att fotografera utan spelar in en video av elektronens bana i atomen. I motsats till föregående experiment är det okänt var exakt elektronen är, men vart den ska.
När elektronen rör sig beskriver den ett mer definierat moln; i själva verket en sfärisk figur eller en med lober, som de som ses på bilden. Typen av figurer och deras riktning i rymden beskrivs av l Y ml.
Det finns regioner, nära kärnan, där elektronen inte passerar och figuren försvinner. Sådana regioner är kända som vinkelnoder.
Om du till exempel tittar på den första sfäriska banan kommer du snabbt till slutsatsen att den är symmetrisk i alla riktningar; detta är dock inte fallet med de andra orbitalerna, vars former avslöjar tomma utrymmen. Dessa kan observeras vid det kartesiska planets ursprung och i de imaginära planen mellan loberna.
För att bestämma den verkliga sannolikheten för att hitta en elektron i en omloppsbana måste de två funktionerna beaktas: radiell och vinkel. Därför är det inte tillräckligt att anta vinkelkomponenten, det vill säga orbitalernas illustrerade form, utan också hur deras elektrontäthet förändras med avseende på avståndet från kärnan.
Eftersom adresserna (ml) särskilja en omlopp från en annan, är det praktiskt (men kanske inte helt korrekt) att bara beakta formen på omloppet. På detta sätt förklaras beskrivningen av den kemiska bindningen genom att dessa siffror överlappar varandra.
Till exempel ovan är en jämförande bild av tre orbitaler: 1s, 2s och 3s. Notera dess radiella noder inuti. 1s-omloppet har ingen nod, medan de andra två har en och två noder.
När man överväger en kemisk bindning är det lättare att bara komma ihåg den sfäriska formen av dessa orbitaler. På detta sätt närmar sig ns-banan en annan och på avstånd r, elektronen kommer att bilda en bindning med elektronen i den angränsande atomen. Härifrån uppstår flera teoretiker (TEV och TOM) som förklarar denna länk.
Atomiska orbitaler symboliseras uttryckligen som: nlml.
Kvantnummer tar heltalsvärden 0, 1, 2, etc., men bara för att symbolisera orbitalerna n ett numeriskt värde. Medan för l, hela numret ersätts med motsvarande bokstav (s, p, d, f); och till ml, en variabel eller matematisk formel (förutom ml= 0).
Till exempel för 1s-omloppet: n= 1, s = 0 och ml= 0. Detsamma gäller alla ns-orbitaler (2s, 3s, 4s, etc.).
För att symbolisera resten av orbitalerna är det nödvändigt att ta itu med deras typer, var och en med sina egna energinivåer och egenskaper..
Kvantnummer l= 0 och ml= 0 (förutom dess radiella och vinkelkomponenter) beskriv en orbital med en sfärisk form. Det här är den högst upp i orbitalpyramiden i den ursprungliga bilden. Som man kan se i bilden av de radiella noderna kan det också förväntas att orbitalerna 4s, 5s och 6s har tre, fyra och fem noder..
De kännetecknas av att de är symmetriska och deras elektroner upplever en större effektiv kärnladdning. Detta beror på att dess elektroner kan tränga in i inre skal och sväva mycket nära kärnan, vilket utövar en positiv attraktion på dem..
Därför finns det en sannolikhet att en 3s-elektron kan tränga in i 2s- och 1s-banan och närmar sig kärnan. Detta faktum förklarar varför en atom med sp-hybridorbitaler är mer elektronegativ (med en större tendens att locka elektronisk densitet från sina närliggande atomer) än en med sp-hybridisering.3.
Således är elektronerna i orbitalerna de som upplever kärnan laddas mest och är mer energiskt stabila. Tillsammans utövar de en skärmande effekt på elektroner i andra undernivåer eller orbitaler; det vill säga de minskar den faktiska kärnladdningen Z som upplevs av de yttersta elektronerna.
P-orbitalerna har kvantnummer l= 1 och med värdena på ml= -1, 0, +1. Det vill säga en elektron i dessa orbitaler kan ta tre riktningar, som representeras som gula hantlar (enligt bilden ovan).
Observera att varje hantel ligger längs en kartesisk axel x, Y Y z. Därför betecknas den p-banan som ligger på x-axeln som px; den på y-axeln, sY; och om den pekar vinkelrätt mot xy-planet, det vill säga på z-axeln, är det pz.
Alla orbitaler är vinkelräta mot varandra, det vill säga de bildar en vinkel på 90º. På samma sätt försvinner vinkelfunktionen i kärnan (ursprunget till den kartesiska axeln), och det finns bara sannolikheten att hitta elektronen i loberna (vars elektrontäthet beror på den radiella funktionen).
Elektroner i dessa orbitaler kan inte tränga in i inre skal lika lätt som s orbitaler. Jämförelse av deras former verkar p-orbitalerna vara närmare kärnan; emellertid finns ns-elektroner oftare runt kärnan.
Vad är konsekvensen av ovanstående? Att en np-elektron upplever en lägre effektiv kärnkraftsladdning. Dessutom reduceras den senare ytterligare av skärmningseffekten av orbitalerna. Detta förklarar till exempel varför en atom med hybrid-sp-orbitaler3 är mindre elektronegativ än det med sp-orbitalertvå eller sp.
Det är också viktigt att notera att varje hantel har ett vinklat nodplan, men inga radiella noder (endast 2p-orbitalerna). Det vill säga, om det skivades, skulle det inte finnas några lager inuti som med 2s-banan; men från och med 3p-banan och framåt bör radiella noder observeras.
Dessa vinkelnoder är ansvariga för att de yttersta elektronerna upplever en dålig skärmningseffekt. Till exempel skyddar 2-elektronerna de i 2p-orbitalerna i bättre grad än 2p-elektronerna skyddar de i 3-orbitalen..
Eftersom värdena för ml De är -1, 0 och +1, var och en representerar en Px, Py eller Pz-orbital. Totalt kan de rymma sex elektroner (två för varje omlopp). Detta faktum är avgörande för att förstå den elektroniska konfigurationen, det periodiska systemet och de element som utgör det så kallade p-blocket..
D-orbitalerna har värdena på l= 2 och ml= -2, -1, 0, +1, +2. Det finns därför fem orbitaler som kan hålla tio elektroner totalt. De fem vinkelfunktionerna för d-orbitalerna representeras i bilden ovan.
De förstnämnda, de 3d-orbitalerna, saknar radiella noder, men alla andra, utom d-orbitalenz2, de har två nodplan; inte bildens plan, eftersom dessa bara visar i vilka axlar de orange loberna med formen av klöverblad finns. De två nodplanen är de som halverar vinkelrätt mot det grå planet.
Deras former gör dem ännu mindre effektiva för att skydda den effektiva kärnkraftsladdningen. Varför? Eftersom de har fler noder, genom vilka kärnan kan locka externa elektroner.
Därför bidrar alla d-orbitaler till att göra ökningen av atomradier mindre uttalad och övergå från en energinivå till en annan..
Slutligen har f-orbitalerna kvantnummer med värdena på l= 3 och ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Det finns sju f orbitaler, för totalt fjorton elektroner. Dessa orbitaler blir tillgängliga från period 6, ytligt symboliserade som 4f.
Var och en av vinkelfunktionerna representerar lober med invecklade former och flera nodplan. Därför skyddar de de yttre elektronerna ännu mindre och detta fenomen förklarar vad som kallas lantanidkontraktion.
Av denna anledning finns det för tunga atomer ingen uttalad variation i deras atomradier på en nivå. n till en annan n + 1 (Till exempel 6n till 7n). Hittills är 5f-orbitalerna de sista som finns i naturliga eller artificiella atomer..
Med detta i åtanke öppnas en klyfta mellan det som kallas banan och orbitalerna. Även om de är textmässigt liknar de i verkligheten väldigt olika.
Begreppet atom- och orbital approximation har gjort det möjligt att förklara den kemiska bindningen, och hur den på ett eller annat sätt kan påverka molekylstrukturen.
Ingen har kommenterat den här artikeln än.