Atomiske orbitaler i hva de består av, hvordan de er symbolisert og typer

den atomiske orbitaler er de atomene som er definert av en bølgefunksjon for elektroner. Bølgefunksjoner er matematiske uttrykk hentet fra oppløsningen av Schrödinger-ligningen. Disse beskriver energitilstanden til en eller flere elektroner i rommet, så vel som sannsynligheten for å finne den.

Dette fysiske konseptet, anvendt av kjemikere for forståelsen av lenken og det periodiske bordet, betrakter elektronen som en bølge og en partikkel samtidig. Derfor blir bildet av solsystemet kassert, hvor elektronene er planeter som roterer i baner rundt kjernen eller solen.

Denne forældede visualiseringen er praktisk når man illustrerer atomens energinivåer. For eksempel: En sirkel omgitt av konsentriske ringer som representerer banene, og deres statiske elektroner. Faktisk er dette bildet som atomet blir introdusert til barn og unge.

Imidlertid er den sanne atomstrukturen for kompleks til å ha et omtrentlig bilde av det.

I betraktning da elektronen som en bølge-partikkel, og å løse Schrödinger differensialligning for hydrogenatomet (det enkleste systemet for alle) ble de kjente kvantumene oppnådd.

Disse tallene indikerer at elektronene ikke kan okkupere noe sted for atomet, men bare de som adlyder et nivå av diskret og kvantisert energi. Det matematiske uttrykket av det ovennevnte er kjent som bølgefunksjon.

Fra hydrogenatomet ble således en rekke energiske tilstander regulert av kvante tallene estimert. Disse energilatene ble kalt atomorbitaler.

Men disse beskrev bare hvor en elektron befant seg i et hydrogenatom. For andre atomer ble polyelektronikken, fra helium og framover, til en orbital tilnærming. Hvorfor? Fordi oppløsningen av Schrödinger-ligningen for atomer med to eller flere elektroner er svært komplisert (selv med dagens teknologi).

index

• 1 Hva er atomorbitaler?
  • 1.1 Radialbølgefunksjon
  • 1.2 Vinkelbølgefunksjon
  • 1.3 Sannsynlighet for å finne elektronen og kjemisk bindingen
• 2 Hvordan symboliseres de?
• 3 typer
  • 3.1 Orbitals
  • 3.2 Orbitals s
  • 3.3 Orbitals d
  • 3.4 Orbitals
• 4 referanser

Hva er atomorbitralene?

Atom-orbitaler er bølgefunksjoner som består av to komponenter: en radial og en vinkel. Dette matematiske uttrykket er skrevet som:

Ψ_NLML = R_nl(r) · Y_LML(Θφ)

Selv om det kan virke komplisert først, merk da på kvante tall n, l og ml De er angitt med små bokstaver. Dette betyr at disse tre tallene beskriver orbitalet. R_nl(r), bedre kjent som den radiale funksjonen, avhenger av n og l; mens Y_LML(θφ), vinkelfunksjon, avhenger av l og ml.

I den matematiske ligningen finnes også variablene r, avstanden til kjernen og θ og φ. Resultatet av alt dette settet av ligninger er en fysisk representasjon av orbitaler. Hva? Den som er sett på bildet ovenfor. Det er en rekke orbitaler som forklares i de følgende avsnittene.

Dens former og design (ikke farger) kommer fra å plotte i rommet bølgefunksjonene og deres radiale og vinkelkomponenter.

Radialbølgefunksjon

Som sett i ligningen, R_nl(r) det avhenger så mye av n som av l. Deretter beskrives radialbølgefunksjonen av hovedenerginivået og dens undernivåer.

Hvis et fotografi kunne tas av elektronen uten å ta hensyn til retningen, kunne et uendelig lite punkt bli observert. Da tar du millioner av bilder, og du kan detaljere hvordan punktskyen endres basert på avstanden til kjernen.

På denne måten kan densiteten av skyen sammenlignes i avstandene og nærheten til kjernen. Hvis samme operasjon ble gjentatt, men med et annet energinivå eller undernivå, ville en annen sky være dannet som omslutter den forrige. Mellom de to er det en liten plass hvor elektronen aldri er plassert; dette er det som kalles radial knutepunkt.

Også i skyene er det regioner med høyere og lavere elektronisk tetthet. Da de blir større og beveger seg lenger bort fra kjernen, har de flere radiale noder; og også en avstand r hvor elektronen går rundt oftere og er mer sannsynlig å finne den.

Vinkelbølgefunksjon

Igjen, fra ligningen er det kjent at Y_LML(θφ) er hovedsakelig beskrevet med kvante tall l og ml. Denne gangen deltar det i det magnetiske kvante nummeret, derfor er retningen av elektronen i rommet definert; og denne adressen kan tegnes fra de matematiske ligningene som involverer variablene θ og φ.

Nå fortsetter vi ikke med å ta bilder, men å ta opp en video av elektronens sti i atomen. I motsetning til det foregående eksperimentet, er det ukjent hvor nøyaktig elektronen er, men hvor den går.

Når den beveger seg, beskriver elektronen en mer definert sky; Faktisk en sfærisk form, eller en med lober, som de som er sett på bildet. Typen av figurer og deres retning i rommet er beskrevet av l og ml.

Det er regioner, nær kjernen, hvor elektronen ikke går gjennom og figuren forsvinner. Slike regioner er kjent som vinkelnoter.

For eksempel, hvis det første sfæriske orbitalet observeres, konkluderes det raskt at det er symmetrisk i alle retninger; Dette er imidlertid ikke tilfelle med de andre orbitaler, hvis former avslører tomme mellomrom. Disse kan observeres ved opprinnelsen til det kartesiske flyet, og i de imaginære flyene mellom løpene.

Sannsynlighet for å finne elektronen og kjemisk binding

For å bestemme den sanne sannsynligheten for å finne et elektron i en bane, må de to funksjonene betraktes: radial og vinkelformet. Derfor er det ikke nok å anta vinkelkomponenten, det vil si den illustriserte formen for orbitaler, men også hvordan dens elektroniske tetthet endres med hensyn til avstanden til kjernen..

Men fordi adressene (ml) skille en orbital fra en annen, det er praktisk (selv om det ikke er helt riktig) å bare vurdere formen på den. På denne måten forklares beskrivelsen av den kjemiske bindingen av overlappingen av disse figurene.

For eksempel er et komparativt bilde av tre orbitaler vist ovenfor: 1s, 2s og 3s. Legg merke til dens radiale noder inne. 1s-bane mangler en knute, mens de to andre har en og to noder.

Når man vurderer en kjemisk binding, er det lettere å huske på kun sfærisk form av disse orbitaler. På denne måten nærmer ns-orbitalen en annen, og på avstand r, elektronen vil danne et bånd med elektronen i nabobeltet. Herfra oppstår flere teoretiske (TEV og TOM) som forklarer denne lenken.

Hvordan er de symbolisert?

De atomiske orbitaler, eksplisitt, er symbolisert som: nl_ml.

Kvantumene tar hele verdiene 0, 1, 2, etc., men for å symbolisere orbitalerne, blir det bare igjen n en numerisk verdi Mens for l, hele tallet er erstattet av tilsvarende bokstav (s, p, d, f); og for ml, en variabel eller matematisk formel (unntatt for ml= 0).

For eksempel, for 1s orbital: n= 1, s = 0 og ml= 0 Det samme gjelder alle ns-orbitaler (2s, 3s, 4s, etc.).

For å symbolisere resten av orbitalerne, er det nødvendig å adressere sine typer, hver med energinivå og sine egne egenskaper.

typen

s orbitaler

Kvante tallene l= 0, og ml= 0 (i tillegg til sine radiale og vinkelkomponenter) beskrive en bane med en sfærisk form. Dette er den som leder pyramiden av orbitaler av det opprinnelige bildet. Også, som vist i bildet av de radiale noder, kan det forventes at 4s, 5s og 6s orbitals har tre, fire og fem noder.

De er karakterisert ved å være symmetriske og deres elektroner opplever en større effektiv atomladning. Dette er fordi deres elektroner kan trenge inn i indre lag og svinge svært nær kjernen, som utøver en positiv tiltrekning på dem.

Derfor er det en sannsynlighet for at en 3-elektron kan trenge inn i 2s og 1s-banen, nærmer seg kjernen. Dette faktum forklarer hvorfor et atom med sp hybrid orbitaler, er mer electronegative (med større tendens til å tiltrekke seg elektronisk tetthet av sine nærliggende atomer) enn det med sp hybridisering.³.

Således er elektronene til orbitaler de som mest opplever ladningen av kjernen og er energisk mer stabile. Sammen utøver de en skjermende effekt på elektronene i andre undernivåer eller orbitaler; det vil si, de reduserer den virkelige nukleare ladningen Z opplevd av de mest eksterne elektroner.

Orbitals s

P-orbitalene har kvante tallene l= 1, og med verdier av ml= -1, 0, +1. Det vil si, et elektron i disse orbitaler kan ta tre retninger, som er representert som gule dumbbells (i henhold til bildet ovenfor).

Legg merke til at hver dumbbell er plassert langs en kartesisk akse x, og og z. Derfor er den orbitale p som er plassert på x-aksen, betegnet som s_x; den på y-aksen, s_og; og hvis den peker vinkelrett på xy-planet, er det på z-aksen da det er p_z.

Alle orbitaler er vinkelrett på hverandre, det vil si de danner en vinkel på 90º. Også vinkelfunksjonen forsvinner i kjernen (opprinnelsen til den kartesiske akse), og det er bare sannsynligheten for å finne elektronen inne i lobene (hvis elektrontetthet avhenger av den radiale funksjonen).

Dårlig skjerming effekt

Elektronene til disse orbitaler kan ikke trenge inn i de indre lagene med samme letthet som for orbitaler. Sammenligning av deres former synes p-orbitalene å være nærmere kjernen; Imidlertid finner vi elektroner som oftest rundt kjernen.

Hva er konsekvensen av det ovennevnte? At en NP-elektron opplever en lavere effektiv atomladning. Og i tillegg blir sistnevnte ytterligere redusert av sirkulasjonseffekten av s-orbitaler. Dette forklarer for eksempel hvorfor et atom med hybrid orbital sp³ det er mindre electronegative enn det med sp orbitals² eller sp.

Det er også viktig å merke seg at hver dumbbell har et vinklet knuteplan, men ingen radial knutepunkt (2p orbitaler ingenting annet). Det vil si, hvis det ble skåret, inne i det, ville det ikke være lag som med 2s-orbitalen; men fra 3p-bane og utover, ville radiale noder begynne å bli observert.

Disse vinkelnodene er ansvarlige for det faktum at de ytre elektronene opplever en dårlig skjermende effekt. For eksempel skjermer 2s elektroner de av 2p orbitaler i større grad enn 2p elektroner til de av 3s orbitaler.

Px, Py og Pz

Siden verdiene til ml er -1, 0 og +1, representerer hver en Px, Py eller Pz orbitalt. I alt kan de huse seks elektroner (to for hver omgang). Dette faktum er avgjørende for å forstå den elektroniske konfigurasjonen, periodiske tabellen og elementene som utgjør den såkalte blokk p.

d orbitaler

D-orbitaler har verdier av l= 2, og ml= -2, -1, 0, +1, +2. Det er derfor fem orbitaler som er i stand til å holde totalt ti elektroner. De fem vinkelfunksjonene til d-orbitaler er representert i bildet ovenfor.

De første, 3d-orbitaler, mangler radiale noder, men alle de andre, bortsett fra orbitalen d_z2, ha to nodale fly; ikke planene i bildet, fordi disse bare viser i hvilke akser oransje lobes er plassert med former av kløverblad. De to nodale flyene er de som bisecter vinkelrett på det grå planet.

Deres former gjør dem enda mindre effektive for å beskytte den effektive atombelastningen. Hvorfor? Fordi de har flere noder, hvorved kjernen kan tiltrekke seg eksterne elektroner.

Derfor bidrar alle d orbitaler til økningen i atomradiusene å være mindre uttalt fra ett energinivå til et annet.

f orbitaler

Til slutt har f orbitaler et kvante nummer med verdier av l= 3 og ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Det er syv f orbitaler, for totalt fjorten elektroner. Disse orbitaler begynner å være tilgjengelige fra periode 6, symbolisert overfladisk som 4f.

Hver av de vinkelfunksjonene representerer lobes med intrikate former og flere nodalplaner. Derfor skjermer de enda mindre de eksterne elektronene, og dette fenomenet forklarer hva som er kjent som lanthanid sammentrekning.

Av den grunn for tunge atomer er det ingen uttalt variasjon av deres atomradius på et nivå n til en annen n + 1 (6n til 7n, for eksempel). Hittil er 5f-orbitaler sist funnet i naturlige eller kunstige atomer.

Med alt dette i tankene åpner en avgrunn mellom det som kalles omløp og orbitaler. Selv om de er likt, er de i virkeligheten veldig forskjellige.

Begrepet atomorbitral og orbitalt tilnærming har gitt forklaringer til kjemisk binding, og hvordan dette på en eller annen måte kan påvirke molekylstrukturen.

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi (Fjerde utgave, side 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Elektroner og kjemisk binding. W. A. Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (N.d.). Atomiske orbitaler og kvante tall. Hentet fra: quimitube.com
4. Skip C. R. (2016). Visualisering av elektronorbitaler. Hentet fra: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atomiske Orbitaler. Hentet fra: chemguide.co.uk
6. Quantum historier (26. august 2011). Atomic orbitals, en videregående skole ligger. Gjenopprettet fra: cuentos-cuanticos.com