ATOMU ORBITĀLES: KAS TĀS SASTĀV UN VEIDI - ĶĪMIJA - 2025

The atomu orbitālēm ir tie reģioni atoma, ko nosaka viļņu funkciju elektroni. Viļņu funkcijas ir matemātiskas izteiksmes, kas iegūtas, risinot Šrindingera vienādojumu. Tie apraksta viena vai vairāku elektronu enerģijas stāvokli telpā, kā arī to atrašanas varbūtību.

Šī fizikālā koncepcija, ko ķīmiķi izmanto, lai izprastu saikni un periodisko tabulu, vienlaikus uzskata elektronu par vilni un daļiņu. Tāpēc Saules sistēmas attēls tiek atmests, kur elektroni ir planētas, kas rotē orbītā ap kodolu vai sauli.

Avots: Ar haade palīdzību, izmantojot Wikimedia Commons

Šī novecojusī vizualizācija ir noderīga, ilustrējot atoma enerģijas līmeņus. Piemēram: aplis, ko ieskauj koncentriski gredzeni, kas apzīmē orbītas, un to statiskie elektroni. Faktiski tas ir tēls, ar kuru atoms tiek iepazīstināts bērniem un jauniešiem.

Tomēr patiesā atomu struktūra ir pārāk sarežģīta, lai par to pat iegūtu aptuvenu priekšstatu.

Pēc tam uzskatot elektronu par viļņu daļiņu un risinot Šrēdingera diferenciālvienādojumu ūdeņraža atomam (vienkāršākā sistēma no visiem), tika iegūti slavenie kvantu skaitļi.

Šie skaitļi norāda, ka elektroni nevar aizņemt nevienu vietu atomā, bet tikai tos, kas pakļaujas diskrētam un kvantētam enerģijas līmenim. Iepriekš minēto matemātisko izteiksmi sauc par viļņa funkciju.

Tādējādi no ūdeņraža atoma tika aprēķināta virkne enerģijas stāvokļu, kurus regulē kvantu skaitļi. Šos enerģijas stāvokļus sauca par atomu orbitāļiem.

Bet tie aprakstīja tikai elektrona atrašanās vietu ūdeņraža atomā. Citiem atomiem, polioelektronikai, sākot no hēlija, tika veikts orbītas tuvinājums. Kāpēc? Tā kā Šrēdingera vienādojuma atomu ar diviem vai vairākiem elektroniem atrisināšana ir ļoti sarežģīta (pat ar pašreizējām tehnoloģijām).

Kas ir atomu orbitāles?

Atomu orbitāles ir viļņu funkcijas, kas sastāv no diviem komponentiem: viena radiālā un otra leņķa. Šī matemātiskā izteiksme ir uzrakstīta šādi:

Ψ _nlml = R _nl (r) Y _lml (θϕ)

Lai arī sākumā tas var šķist sarežģīts, ņemiet vērā, ka kvantu skaitļi n, l un ml ir norādīti ar maziem burtiem. Tas nozīmē, ka šie trīs cipari apraksta orbītu. R _nl (r), labāk pazīstams kā radiālā funkcija, ir atkarīgs no neilla; savukārt Y _lml (θϕ), leņķiskā funkcija, ir atkarīga no l un ml.

Matemātiskajā vienādojumā ir arī mainīgie r, attālums līdz kodolam un θ un ϕ. Visu šo vienādojumu kopumu rezultāts ir orbitālu fizisks attēlojums. Kurš? Tas, kas redzams augšējā attēlā. Tur tiek parādīta virkne orbitāļu, kuras tiks izskaidrotas turpmākajās sadaļās.

Viņu formas un dizains (nevis krāsas) nāk no viļņu funkciju un to radiālo un leņķisko komponentu grafika kosmosā.

Radiālā viļņa funkcija

Kā redzams vienādojumā, R _nl (r) ir atkarīgs gan no n, gan no l. Tātad radiālā viļņa funkciju raksturo galvenais enerģijas līmenis un tā apakšlīmeņi.

Ja elektronu varētu nofotografēt neatkarīgi no tā virziena, varētu novērot bezgala mazu punktu. Pēc tam, uzņemot miljoniem fotogrāfiju, varētu būt sīki aprakstīts, kā mainās punkta mākonis atkarībā no attāluma līdz serdei.

Tādā veidā var salīdzināt mākoņa blīvumu tālumā un netālu no serdes. Ja to pašu darbību atkārtotu, bet ar citu enerģijas līmeni vai apakšlīmeni, veidotos cits mākonis, kas apņem iepriekšējo. Starp diviem ir neliela telpa, kur elektrons nekad neatrodas; tas ir tas, ko sauc par radiālo mezglu.

Arī mākoņos ir reģioni ar augstāku un zemāku elektronu blīvumu. Kad tie kļūst lielāki un tālāk no kodola, viņiem ir vairāk radiālo mezglu; un turklāt attālums r, kur elektrons noapaļojas biežāk un, visticamāk, tiks atrasts.

Leņķa viļņa funkcija

Atkal no vienādojuma ir zināms, ka Y _lml (θϕ) galvenokārt raksturo kvantu skaitļi l un ml. Šoreiz tas piedalās magnētiskajā kvantu skaitā, tāpēc ir noteikts elektrona virziens telpā; un šo virzienu var attēlot no matemātiskajiem vienādojumiem, kas ietver mainīgos lielumus θ un ϕ.

Tagad mēs nefotografējam, bet gan lai ierakstītu video ar atoma elektronu trajektoriju. Pretstatā iepriekšējam eksperimentam nav precīzi zināms, kur atrodas elektrons, bet kur tas notiek.

Elektronam pārvietojoties, tas apraksta precīzāk definētu mākoni; faktiski sfēriska figūra vai tāda, kurai ir daivas, piemēram, attēlā redzamās. Figūru veidu un to virzienu telpā apraksta ar l un ml.

Tuvu kodolam ir reģioni, kur elektrons nepāriet un attēls pazūd. Šādus reģionus sauc par stūra mezgliem.

Piemēram, ja paskatās uz pirmo sfērisko orbitāli, jūs ātri nonākat pie secinājuma, ka tas ir simetrisks visos virzienos; tomēr tas neattiecas uz pārējiem orbitāļiem, kuru formas atklāj tukšas vietas. Tos var novērot Dekarta plaknes sākumā un iedomātajās plaknēs starp daivām.

Elektronu un ķīmiskās saites atrašanas varbūtība

Avots: Autors: CK-12 Foundation (fails: High School Chemistry.pdf, 265. lpp.), Izmantojot Wikimedia Commons

Lai noteiktu patieso varbūtību atrast elektronu orbītā, jāņem vērā divas funkcijas: radiālā un leņķiskā. Tāpēc nepietiek tikai pieņemt leņķisko komponentu, tas ir, orbitāļu ilustrēto formu, bet arī to, kā mainās to elektronu blīvums attiecībā pret attālumu no kodola.

Tā kā virzieni (ml) atšķir vienu orbitāli no otra, ir praktiski (lai arī varbūt ne pilnīgi pareizi) ņemt vērā tikai orbītas formu. Tādā veidā ķīmiskās saites aprakstu izskaidro ar šo skaitļu pārklāšanos.

Piemēram, augšā ir trīs orbitāļu salīdzinošais attēls: 1s, 2s un 3s. Ievērojiet tā radiālos mezglus iekšpusē. 1s orbītā nav mezgla, bet pārējiem diviem ir viens un divi mezgli.

Apsverot ķīmisko saiti, ir vieglāk paturēt prātā tikai šo orbitāļu sfērisko formu. Tādā veidā ns orbitāle tuvojas citam, un attālumā r elektrons veidos saikni ar kaimiņu atoma elektronu. No šejienes rodas vairāki teorētiķi (TEV un TOM), kas izskaidro šo saikni.

Kā viņi tiek simbolizēti?

Atomu orbitāles tieši simbolizē šādi: nl _ml .

Kvantu skaitļiem ir veseli skaitļi 0, 1, 2 utt., Bet, lai simbolizētu orbitāles, atliek tikai skaitliska vērtība n. Lai gan l ir vesels skaitlis, to aizstāj ar atbilstošo burtu (s, p, d, f); un ml - mainīga vai matemātiska formula (izņemot ml = 0).

Piemēram, 1s orbitālei: n = 1, s = 0 un ml = 0. Tas pats attiecas uz visiem ns orbitāļiem (2s, 3s, 4s utt.).

Lai simbolizētu pārējās orbitāles, ir jārisina to veidi, katram ar savu enerģijas līmeni un īpašībām.

Veidi

Orbitāli s

Kvantu skaitļi l = 0 un ml = 0 (papildus to radiālajiem un leņķa komponentiem) apraksta orbitālu ar sfērisku formu. Tas ir tas, kurš vada sākotnējā attēla orbitāļu piramīdu. Tāpat, kā redzams radiālo mezglu attēlā, var sagaidīt, ka 4s, 5s un 6s orbitālēs ir trīs, četri un pieci mezgli.

Viņus raksturo tas, ka tie ir simetriski, un viņu elektroni piedzīvo lielāku efektīvo kodola lādiņu. Tas notiek tāpēc, ka tā elektroni var iekļūt iekšējos apvalkos un lidināties ļoti tuvu kodolam, kas tiem rada pozitīvu pievilcību.

Tāpēc pastāv varbūtība, ka 3s elektrons var iekļūt 2s un 1s orbitālē, tuvojoties kodolam. Šis fakts izskaidro, kāpēc atoms ar sp hibrīda orbitāļiem ir vairāk elektronegatīvs (ar lielāku tendenci piesaistīt elektronisko blīvumu no blakus esošajiem atomiem) nekā tas, kuram ir sp ³ hibridizācija .

Tādējādi elektroni s orbitālēs ir tie, kas kodolu uzlādē visvairāk un ir enerģētiski stabilāki. Kopā tie rada ekranēšanas efektu elektroniem citās apakšlīmeņās vai orbitālēs; tas ir, tie samazina faktisko atomu lādiņu Z, ko piedzīvo attālākie elektroni.

Orbitāli lpp

Avots: Deivids Mantejs caur Wikipedia

P orbitālei ir kvantu skaitļi l = 1 un ar vērtībām ml = -1, 0, +1. Tas ir, elektrons šajās orbitālēs var veikt trīs virzienus, kas tiek attēloti kā dzeltenas hanteles (saskaņā ar attēlu iepriekš).

Ņemiet vērā, ka katra hante atrodas gar Dekarta x, y un z asi. Tāpēc to p orbitāli, kas atrodas uz x ass, apzīmē kā p _x ; tā, kas atrodas uz y, p _y ass ; un ja tas ir perpendikulārs xy plaknei, tas ir, uz z ass, tad tas ir p _z .

Visas orbītas ir perpendikulāras viena otrai, tas ir, tās veido 90º leņķi. Tāpat kodolā izzūd leņķiskā funkcija (Dekarta ass izcelsme), un pastāv tikai varbūtība, ka daivas var atrast elektronu (kuru elektronu blīvums ir atkarīgs no radiālās funkcijas).

Slikts ekranēšanas efekts

Šajos orbitālēs esošie elektroni nevar tik viegli iekļūt iekšējos apvalkos kā s orbitāles. Salīdzinot to formas, p orbitāles šķiet tuvāk kodolam; tomēr ns elektroni biežāk atrodami ap kodolu.

Kādas ir iepriekšminētās sekas? Ka np elektrons piedzīvo zemāku efektīvo kodola lādiņu. Turklāt pēdējo vēl vairāk samazina s orbitālu ekranēšanas efekts. Tas izskaidro, piemēram, kāpēc atoms ar sp ³ hibrīda orbitāļiem ir mazāk elektronegatīvs nekā viens ar sp ² vai sp orbitāļiem .

Ir arī svarīgi atzīmēt, ka katrai hantelei ir leņķiska mezgla plakne, bet nav radiālu mezglu (tikai 2p orbitāli). Tas ir, ja to sagrieztu šķēlēs, iekšpusē nebūtu slāņu kā 2s orbītā; bet sākot ar 3p orbitālu un sākot ar radiālo mezglu sāktu novērot.

Šie leņķiskie mezgli ir atbildīgi par attālākajiem elektroniem, kuriem ir slikts ekranēšanas efekts. Piemēram, 2s elektroni pasargā tos, kas atrodas 2p orbitālēs, labāk nekā 2p elektroni, kas aizsargā tos, kas atrodas 3s orbitālē.

Px, Py un Pz

Tā kā ml vērtības ir -1, 0 un +1, katrs apzīmē Px, Py vai Pz orbitāli. Kopumā tie var izmitināt sešus elektronus (pa diviem katrā orbītā). Šis fakts ir izšķirošs, lai izprastu elektronisko konfigurāciju, periodisko tabulu un elementus, kas veido tā saukto p-bloku.

Orbitāli d

Avots: Autors Hanilakkis0528, no Wikimedia Commons

D orbitāļu vērtības ir l = 2, un ml = -2, -1, 0, +1, +2. Tāpēc ir piecas orbitāles, kas kopumā spēj noturēt desmit elektronus. Iepriekš redzamajā attēlā ir parādītas piecas d orbitāļu leņķiskās funkcijas.

Pirmajiem, 3d orbitāļiem, trūkst radiālo mezglu, bet visiem pārējiem, izņemot d _z2 orbitāli , ir divas mezglu plaknes; nevis attēla plaknes, jo tās tikai parāda, kurās asīs atrodas oranžās daivas ar āboliņa lapu formām. Divas mezglu plaknes ir tās, kas šķeļas perpendikulāri pelēkajai plaknei.

To formas padara tos vēl mazāk efektīvus, aizsargājot efektīvo kodolierīci. Kāpēc? Tā kā viņiem ir vairāk mezglu, caur kuriem kodols var piesaistīt ārējos elektronus.

Tāpēc visi d orbitāli veicina mazāk izteiktu atomu rādiusu palielināšanos no viena enerģijas līmeņa uz otru.

Orbitāles f

Avots: Autors Geek3, no Wikimedia Commons

Visbeidzot, f orbitālei ir kvantu skaitļi ar vērtībām l = 3 un ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Ir septiņas f orbitāles, kopā četrpadsmit elektroniem. Šīs orbitāles kļūst pieejamas no 6. perioda, virspusēji simbolizējot kā 4f.

Katra no leņķa funkcijām attēlo daivas ar sarežģītām formām un vairākām mezglu plaknēm. Tādēļ tie vēl mazāk pasargā ārējos elektronus, un šī parādība izskaidro to, kas ir pazīstams kā lantanīda kontrakcija.

Šī iemesla dēļ smagajiem atomiem nav izteiktu atomu rādiusu variāciju no viena līmeņa n uz otru n + 1 (piemēram, no 6n līdz 7n). Līdz šim 5f orbitāles ir pēdējās atrastās dabiskajos vai mākslīgajos atomos.

Ņemot to visu vērā, rodas plaisa starp to, kas pazīstams kā orbīta, un orbitāļiem. Lai arī tekstuāli tie ir līdzīgi, patiesībā tie ir ļoti atšķirīgi.

Atomu orbītas jēdziens un orbītas tuvinājums ļāva izskaidrot ķīmisko saiti un to, kā tā vienā vai otrā veidā var ietekmēt molekulāro struktūru.

Atsauces

1. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums. 13.-8. Lpp.). Mc Graw Hill.
2. Harijs B. Grejs. (1965). Elektroni un ķīmiskā saistīšana. WA Benjamin, Inc. Ņujorka.
3. Quimitube. (sf). Atomu orbitāles un kvantu skaitļi. Atgūts no: quimitube.com
4. Nave CR (2016). Vizualizējot elektronu orbitāles. Atgūts no: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Klarks J. (2012). Atomu orbitāles. Atgūts no: chemguide.co.uk
6. Kvantu pasakas. (2011. gada 26. augusts). Atomu orbitāles, vidusskolas meli. Atgūts no: cuentos-cuanticos.com