KAS IR DEĢENERĒTIE ORBITĀLI? - ĶĪMIJA - 2025

Par deģenerētā orbitālēm ir tie, kas ir tajā pašā enerģijas līmeni. Saskaņā ar šo definīciju viņiem jābūt vienādam galvenajam kvantu skaitam n. Tādējādi 2s un 2p orbitāles ir deģenerētas, jo tās pieder pie 2. enerģijas līmeņa. Tomēr ir zināms, ka to leņķa un radiālā viļņa funkcijas ir atšķirīgas.

Palielinoties n vērtībām, elektroni sāk aizņemt citas enerģijas apakšlīmeņus, piemēram, d un f orbitāles. Katram no šiem orbitāļiem ir savas īpašības, kuras no pirmā acu uzmetiena var redzēt to leņķa formās; Tās ir sfēriskas (-as), hanteles (p), āboliņa (d) un globālās (f) figūras.

Avots: Gabriel Bolívar

Starp tiem pastāv enerģētiska atšķirība, pat piederot tam pašam n līmenim.

Piemēram, iepriekš redzamajā attēlā redzama enerģijas shēma ar orbitāļiem, kurus aizņem nesapāroti elektroni (neparasts gadījums). Var redzēt, ka visstabilākā (tā, kurai ir viszemākā enerģija) ir ns (1s, 2s,…) orbitāla, savukārt nf ir visstabilākā (tā, kurai ir vislielākā enerģija).

Izolēta atoma deģenerētas orbitāles

Deģenerētas orbitāles ar vienādu n vērtību ir vienā līnijā enerģijas shēmā. Šī iemesla dēļ trīs sarkanās svītras, kas simbolizē p orbitāles, atrodas vienā līnijā; tāpat kā violetas un dzeltenas svītras.

Attēlā redzamā diagramma pārkāpj Hunda likumu: augstākas enerģijas orbitāles ir piepildītas ar elektroniem, nevis sapārojot tās zemākās enerģijas daļās. Pievienojoties elektroniem, orbitāle zaudē enerģiju un rada lielāku elektrostatisko atgrūšanos pārējo orbitāļu nepāra elektroniem.

Tomēr daudzās enerģijas shēmās šāda ietekme netiek ņemta vērā. Ja tā, un, ievērojot Hunda likumu, pilnībā nepiepildot d orbitāles, būtu redzams, ka tie pārstāj būt deģenerēti.

Kā jau minēts iepriekš, katrai orbitālei ir savas īpašības. Izolētam atomam ar tā elektronisko konfigurāciju elektroni ir izvietoti precīza orbitāļu skaitā, lai tos pielāgotu. Tikai deģenerētus var uzskatīt par deģenerātiem.

Orbitāli lpp

Trīs sarkanās svītras attēlā deģenerētajām p orbitālēm norāda, ka gan p _x , gan p, _gan p _z ir vienāda enerģija. Katrā ir nepāra elektrons, ko apraksta ar četriem kvantu skaitļiem (n, l, ml un ms), bet pirmie trīs apraksta orbitāles.

Vienīgo atšķirību starp tām apzīmē ar magnētisko momentu ml, kas nozīmē p _x ceļu uz x ass, p _y uz y ass un p _z uz z ass. Visi trīs ir vienādi, bet atšķiras tikai pēc telpiskās orientācijas. Šī iemesla dēļ tie vienmēr tiek piesaistīti enerģijai, tas ir, deģenerēti.

Tā kā tie ir vienādi, izolētam slāpekļa atomam (ar konfigurāciju 1s ² 2s ² 2p ³ ) jāuztur tā trīs p orbitāles deģenerācija. Tomēr enerģijas scenārijs pēkšņi mainās, ja ņem vērā N atomu molekulā vai ķīmiskajā savienojumā.

Kāpēc? Tā kā p _x , p _un p _z ir vienādas enerģijas izteiksmē, tas katrā no tām var atšķirties, ja tām ir atšķirīga ķīmiskā vide; tas ir, ja tie saistās ar dažādiem atomiem.

Orbitāli d

Ir piecas purpursarkanas svītras, kas apzīmē d orbitāles. Izolētā atomā, pat ja tiem ir elektronu pāri, šie pieci orbitāli tiek uzskatīti par deģenerātiem. Tomēr atšķirībā no p orbitālēm šoreiz ir izteikta atšķirība to leņķa formās.

Tāpēc tā elektroni pārvietojas kosmosā, virzienos, kas atšķiras no vienas orbītas uz otru. Tas saskaņā ar kristāliskā lauka teoriju izraisa to, ka minimāls traucējums izraisa orbitāļu enerģētisko dubultošanos; tas ir, piecas purpursarkanās svītras atdalās, atstājot starp tām enerģijas spraugu:

Avots: Gabriel Bolívar

Kādas ir augstākās orbitāles un kādas ir apakšējās orbitāles? Iepriekš minētie tiek simbolizēti kā e _g , bet tie, kas ir zemāki par t _{2 g} . Ievērojiet, kā sākotnēji visi violetas strīpas tika izlīdzinātas, un tagad arī divu e _g orbitāļu vairāk enerģisks, nekā cita kopumu Trīs T _2g orbitāļu tika izveidota .

Šī teorija ļauj izskaidrot dd pārejas, kurām tiek attiecinātas daudzas krāsas, kas novērotas pārejas metālu savienojumos (Cr, Mn, Fe uc). Un kā dēļ rodas šie elektroniskie traucējumi? Metāla centra koordinācijas mijiedarbībai ar citām molekulām, ko sauc par ligandiem.

Orbitāles f

Ar f orbitālēm, filca dzeltenajām svītrām situācija kļūst vēl sarežģītāka. Viņu telpiskie virzieni starp tiem ievērojami atšķiras, un to saišu vizualizācija kļūst pārāk sarežģīta.

Faktiski tiek uzskatīts, ka f orbitāles ir tik iekšēji apvalks, ka tās “ievērojami nepiedalās” obligāciju veidošanā.

Kad izolētais atoms ar f orbitāli ieskauj sevi ar citiem atomiem, sākas mijiedarbība un notiek izvēršanās (deģenerācijas zudums):

Avots: Gabriel Bolívar

Ņemiet vērā, ka tagad dzeltenās svītras veido trīs kopas: t _1g , t _2g un _1g un tās vairs nav deģenerētas.

Deģenerēti hibrīdi orbitāli

Ir redzams, ka orbītas var izvērsties un zaudēt deģenerāciju. Lai gan tas izskaidro elektroniskās pārejas, tas tomēr palīdz noskaidrot, kā un kāpēc pastāv dažādas molekulārās ģeometrijas. Šeit nonāk hibrīdas orbitāles.

Kādas ir tā galvenās iezīmes? Ka viņi ir deģenerāti. Tādējādi tie rodas no s, p, d un f orbitāļu rakstzīmju sajaukuma, lai iegūtu deģenerētus hibrīdus.

Piemēram, trīs p orbitāles sajaucas ar vienu s, lai iegūtu četras sp ³ orbitāles . Visas sp ³ orbitāles ir deģenerētas, un tāpēc tām ir tāda pati enerģija.

Ja papildus divas d orbitāles tiek sajauktas ar četrām sp ³ , mēs iegūsim sešas sp ³ d ² orbitāles .

Un kā viņi izskaidro molekulāro ģeometriju? Tā kā ir seši, ar vienādām enerģijām, tiem jābūt simetriski orientētiem telpā, lai radītu vienādus ķīmiskos apstākļus (piemēram, MF ₆ savienojumā ).

Kad viņi to dara, veidojas koordinācijas oktaedrs, kas ir vienāds ar oktaedrisko ģeometriju ap centru (M).

Tomēr ģeometrijas bieži tiek izkropļotas, un tas nozīmē, ka pat hibrīdas orbitāles patiesībā nav pilnībā deģenerētas. Tāpēc, secinot, deģenerējušās orbitāles pastāv tikai izolētos atomos vai ļoti simetriskā vidē.

Atsauces

1. Ķīmisko vārdnīca. (2017). Deģenerāta definīcija. Atgūts no: chemicool.com
2. SparkNotes LLC. (2018). Atomi un atomu orbitāles. Atgūts no: sparknotes.com
3. Tīra ķīmija. (sf). Elektroniskā konfigurācija. Atgūts no: es-puraquimica.weebly.com
4. Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
5. Moreno R. Esparza. (2009). Koordinācijas ķīmijas kurss: Lauki un orbitāles. . Atgūts no: depa.fquim.unam.mx
6. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.