De degenererade orbitaler de är alla de som är på samma energinivå. Enligt denna definition måste de ha samma huvudkvantnummer n. Således är 2s och 2p orbitaler degenererade, eftersom de tillhör energinivå 2. Det är emellertid känt att deras vinkel- och radiella vågfunktioner är olika.
Som värdena för n, elektronerna börjar uppta andra energinivåer, såsom d- och f-orbitalerna. Var och en av dessa orbitaler har sina egna egenskaper, som vid första anblicken kan ses i sina vinklade former; Dessa är de sfäriska (s), hantel (p), klöverblad (d) och globulära (f) figurerna.
Mellan dem finns det en energisk skillnad, även om de tillhör samma nivå n.
Till exempel visar bilden ovan ett energischema med orbitalerna upptagen av oparade elektroner (ett onormalt fall). Det kan ses att av alla de mest stabila (den med lägst energi) är ns (1s, 2s, ...) orbital, medan nf är den mest instabila (den med högsta energi).
Artikelindex
Degenererade orbitaler, med samma värde på n, de är på samma linje i ett energischema. Av denna anledning ligger de tre röda ränder som symboliserar p-orbitalerna på samma linje; liksom de lila och gula ränderna på samma sätt.
Diagrammet i bilden bryter mot Hunds regel: orbitalerna med högre energi är fyllda med elektroner utan att para ihop dem först med de lägre energi. När elektronerna parar sig förlorar orbitalen energi och utövar en större elektrostatisk avstötning på de oparade elektronerna i de andra orbitalerna..
Sådana effekter beaktas dock inte i många energidiagram. Om så är fallet och att följa Hunds styre utan att helt fylla orbitalerna, skulle det ses att de slutar att degenereras.
Som tidigare nämnts har varje omlopp sina egna egenskaper. En isolerad atom, med sin elektroniska konfiguration, har sina elektroner ordnade i det exakta antalet orbitaler för att rymma dem. Endast de som har lika energi kan betraktas som degenererade.
De tre röda ränder för degenererade p-orbitaler i bilden indikerar att båda px, sidY Och sz de har samma energi. Det finns en oparad elektron i varje, beskriven av fyra kvantnummer (n, l, ml Y Fröken), medan de tre första beskriver orbitalerna.
Den enda skillnaden mellan dem betecknas med magnetmomentet ml, som drar vägen till px på en x-axel, sY på y-axeln och pz på z-axeln. Alla tre är desamma, men skiljer sig bara åt i rumsliga riktningar. Av denna anledning dras de alltid inriktade i energi, det vill säga degenererar.
Eftersom de är desamma, en isolerad kväveatom (med 1s-konfigurationtvå2stvå2 s3) måste hålla sina tre orbitaler degenererade. Men energiscenariot förändras plötsligt om man betraktar en N-atom i en molekyl eller kemisk förening..
Varför? För även om sx, sidY Och sz de har samma energi, detta kan variera i var och en av dem om de har olika kemiska miljöer; det vill säga om de binder till olika atomer.
Det finns fem lila ränder som betecknar d-orbitalerna. I en isolerad atom, även om de har parade elektroner, anses dessa fem orbitaler vara degenererade. Men till skillnad från p-orbitalerna är det denna gång en markant skillnad i deras vinklade former.
Därför färdas dess elektroner i rymden som varierar från en d-orbital till en annan. Detta orsakar enligt teori för kristallfält, att en minimal störning orsakar a splittring av energi av orbitalerna; det vill säga de fem lila ränderna åtskiljer och lämnar ett energigap mellan dem:
Vilka är de översta orbitalerna och vad är de nedre orbitalerna? Ovanstående symboliseras som ochg, och de nedan t2 g. Lägg märke till hur ursprungligen alla purpurfärgade ränder var inriktade och nu bildades en uppsättning av två orbitaler ochg mer energisk än den andra uppsättningen av tre orbitaler t2 g.
Denna teori gör det möjligt för oss att förklara d-d-övergångarna, till vilka många av de färger som observerats i föreningarna i övergångsmetallerna (Cr, Mn, Fe, etc.) tillskrivs. Och vad är orsaken till denna elektroniska störning? Till koordinationsinteraktioner mellan metallcentret och andra molekyler som kallas ligander.
Och med f orbitalerna, de filtgula ränderna, blir situationen ännu mer komplicerad. Deras rumsliga riktningar varierar mycket mellan dem, och visningen av deras länkar blir för komplex.
I själva verket anses f-orbitalerna vara så invändigt mantlade att de inte "deltar märkbart" i bindningsbildningen..
När den isolerade atomen med f-orbitaler omger sig med andra atomer, börjar interaktioner och utvecklas (förlust av degeneritet):
Observera att nu bildar de gula ränderna tre uppsättningar: t1 g, t2 g Y till1 g, och att de inte längre är degenererade.
Man har sett att orbitalerna kan utvecklas och förlora degeneration. Även om detta förklarar elektroniska övergångar bleknar det för att belysa hur och varför det finns olika molekylära geometrier. Det är här hybridorbitaler kommer in..
Vilka är dess huvudsakliga egenskaper? Att de är degenererade. Således uppstår de från en blandning av karaktärer av orbitaler s, p, d och f, för att härröra degenererade hybrider.
Till exempel blandas tre p-orbitaler med en s för att ge fyra sp-orbitaler3. Alla sp-orbitaler3 är degenererade och har därför samma energi.
Om dessutom två d-orbitaler blandas med de fyra sp3, du får sex sp-orbitaler3dtvå.
Och hur förklarar de molekylära geometrier? Eftersom det finns sex, med lika energi, måste de därför orienteras symmetriskt i rymden för att generera lika kemiska miljöer (till exempel i en MF-förening6).
När de gör det bildas en koordinationsoktaeder som är lika med en oktaedrisk geometri runt ett centrum (M).
Emellertid är geometrier ofta förvrängda, vilket innebär att även hybridorbitaler inte riktigt är helt degenererade. Avslutningsvis existerar därför degenererade orbitaler endast i isolerade atomer eller i mycket symmetriska miljöer..
Ingen har kommenterat den här artikeln än.