Atómové orbitály, v ktorých sa skladajú, ako sú symbolizované a typy

atómové orbitály sú tie oblasti atómu definované vlnovou funkciou pre elektróny. Vlnové funkcie sú matematické výrazy získané z rozlíšenia Schrödingerovej rovnice. Tie opisujú energetický stav jedného alebo viacerých elektrónov v priestore, ako aj pravdepodobnosť ich nájdenia.

Táto fyzikálna koncepcia, ktorú chemici používajú na pochopenie odkazu a periodickej tabuľky, považuje elektrón za vlnu a za časticu. Preto je obraz slnečnej sústavy vyradený, kde elektróny sú planéty rotujúce v obehu okolo jadra alebo slnka.

Táto zastaraná vizualizácia je praktická pri ilustrovaní energetických hladín atómu. Napríklad: kruh obklopený sústrednými kruhmi reprezentujúcimi obežné dráhy a ich statické elektróny. V skutočnosti je to obraz, ktorým je atóm zavedený deťom a mladým ľuďom.

Skutočná atómová štruktúra je však príliš zložitá na to, aby mala jej približný obraz.

Keď vezmeme do úvahy elektrón ako vlnovú časticu a riešenie Schrödingerovej diferenciálnej rovnice pre atóm vodíka (najjednoduchší systém všetkých), boli získané známe kvantové čísla.

Tieto čísla naznačujú, že elektróny nemôžu obsadiť žiadne miesto atómu, ale iba tie, ktoré dodržiavajú úroveň diskrétnej a kvantovanej energie. Matematické vyjadrenie vyššie uvedeného je známe ako vlnová funkcia.

Z atómu vodíka sa teda určila séria energetických stavov riadených kvantovými číslami. Tieto energetické stavy boli pomenované atómové orbitály.

Ale tieto iba opísali miesto pobytu elektrónu v atóme vodíka. Pre iné atómy, polyelektroniku, od hélia ďalej, bola vykonaná orbitálna aproximácia. Prečo? Pretože rozlíšenie Schrödingerovej rovnice pre atómy s dvoma alebo viacerými elektrónmi je veľmi komplikované (aj pri súčasnej technológii).

index

• 1 Čo sú atómové orbitály?
  • 1.1 Funkcia radiálnej vlny
  • 1.2 Funkcia uhlovej vlny
  • 1.3 Pravdepodobnosť nájdenia elektrónovej a chemickej väzby
• 2 Ako sú symbolizované?
• 3 Typy
  • 3.1 Orbitály
  • 3.2 Orbitály str
  • 3.3 Orbitály d
  • 3.4 Orbitály
• 4 Odkazy

Čo sú atómové orbitály?

Atómové orbitály sú vlnové funkcie, ktoré sa skladajú z dvoch zložiek: radiálnej a uhlovej. Tento matematický výraz je napísaný ako:

Ψ_NLML = R_nl(r) · Y_LML(Θφ)

Hoci sa to na prvý pohľad môže zdať komplikované, všimnite si, že kvantové čísla n, l a ml Sú označené malými písmenami. To znamená, že tieto tri čísla opisujú orbitál. R_nl(r), lepšie známy ako radiálna funkcia, závisí od n a l; kým Y_LML(θφ), uhlová funkcia, závisí od l a ml.

V matematickej rovnici sú tiež premenné r, vzdialenosť k jadru a θ a φ. Výsledkom tohto súboru rovníc je fyzická reprezentácia orbitálov. Čo? Ten, ktorý vidíte na obrázku vyššie. Existuje rad orbitálov, ktoré budú vysvetlené v nasledujúcich častiach.

Jeho tvary a dizajny (nie farby) pochádzajú z grafického znázornenia vlnových funkcií a ich radiálnych a uhlových komponentov.

Funkcia radiálnej vlny

Ako je zrejmé z rovnice, R_nl(r) záleží toľko na n od l. Potom je funkcia radiálnej vlny opísaná hlavnou úrovňou energie a jej čiastkovými úrovňami.

Ak by bolo možné odfotiť elektrón bez toho, aby sa bral do úvahy jeho smer, mohol by sa pozorovať nekonečne malý bod. Potom, keď si vezmete milióny fotografií, môžete podrobne popísať, ako sa bodový oblak mení na základe vzdialenosti od jadra.

Týmto spôsobom je možné porovnať hustotu oblaku vo vzdialenostiach a blízkosti jadra. Ak by sa rovnaká operácia opakovala, ale s inou úrovňou energie alebo nižšou úrovňou, vytvoril by sa ďalší oblak, ktorý by uzavrel predchádzajúci. Medzi nimi je malý priestor, kde sa elektrón nikdy nenachádza; toto je známe ako radiálny uzol.

Aj v oblakoch sú oblasti s vyššou a nižšou elektronickou hustotou. Ako sa zväčšujú a pohybujú sa ďalej od jadra, majú viac radiálnych uzlov; a tiež na diaľku r kde elektrón ide častejšie a je pravdepodobnejšie, že ho nájde.

Funkcia uhlovej vlny

Z rovnice je opäť známe, že Y_LML(θφ) je opísaný hlavne kvantovými číslami l a ml. Tentoraz sa zúčastňuje magnetického kvantového čísla, preto je definovaný smer elektrónu v priestore; a táto adresa môže byť vynesená z matematických rovníc, ktoré zahŕňajú premenné θ a φ.

Teraz nepristupujeme k fotografovaniu, ale k zaznamenávaniu videa dráhy elektrónu v atóme. Na rozdiel od predchádzajúceho experimentu nie je známe, kde presne je elektrón, ale kam smeruje.

Pri pohybe elektrón opisuje definovanejší oblak; v skutočnosti sférický tvar, alebo jeden s lalokmi, ako tie, ktoré sú viditeľné na obrázku. Typ čísiel a ich smer v priestore sú opísané v l a ml.

Tam sú oblasti, v blízkosti jadra, kde elektrón neprechádza a číslo zmizne. Takéto oblasti sú známe ako uhlové uzly.

Napríklad, ak je pozorovaný prvý sférický orbitál, rýchlo sa dospelo k záveru, že je symetrický vo všetkých smeroch; Toto však nie je prípad iných orbitálov, ktorých tvary odhaľujú prázdne miesta. Môžu byť pozorované pri vzniku karteziánskej roviny av imaginárnych rovinách medzi lalokmi.

Pravdepodobnosť nájdenia elektrónovej a chemickej väzby

Na určenie skutočnej pravdepodobnosti nájdenia elektrónu v obežnej dráhe je potrebné zvážiť tieto dve funkcie: radiálne a uhlové. Nestačí teda predpokladať, že uhlová zložka, to znamená ilustrovaná forma orbitálov, ale aj to, ako sa mení jej elektronická hustota vzhľadom na vzdialenosť jadra..

Pretože adresy (ml) rozlišovať jeden orbitál od druhého, je praktické (aj keď možno nie úplne správne) zvážiť iba jeho tvar. Týmto spôsobom sa opis chemickej väzby vysvetľuje prekrytím týchto obrázkov.

Napríklad, porovnávací obraz troch orbitálov je zobrazený vyššie: 1s, 2s a 3s. Všimnite si jeho radiálne uzly vnútri. Orbitálu 1s chýba uzol, zatiaľ čo ostatné dva majú jeden a dva uzly.

Keď uvažujeme o chemickej väzbe, je ľahšie mať na pamäti iba guľovitý tvar týchto orbitálov. Týmto spôsobom sa orbitál ns priblíži k inému a na diaľku r, elektrón vytvorí väzbu s elektrónom susedného atómu. Odtiaľ vzniká niekoľko teoretických (TEV a TOM), ktoré tento odkaz vysvetľujú.

Ako sú symbolizované?

Atómové orbitály sú explicitne symbolizované ako: nl_ml.

Kvantové čísla nadobúdajú celé hodnoty 0, 1, 2, atď n číselnú hodnotu Kým pre l, celé číslo sa nahrádza zodpovedajúcim písmenom (s, p, d, f); a pre ml, variabilný alebo matematický vzorec (okrem ml= 0).

Napríklad pre obežnú dráhu 1s: n= 1, s = 0 a ml= 0 To isté platí pre všetky ns orbitály (2s, 3s, 4s atď.).

Ak chcete symbolizovať zvyšok orbitálov, je potrebné riešiť ich typy, z ktorých každá má energetické hladiny a vlastné charakteristiky.

typ

s orbitálov

Kvantové čísla l= 0, a ml= 0 (okrem svojich radiálnych a uhlových zložiek) opíšte orbitál s guľovitým tvarom. Toto je tá, ktorá vedie pyramídu orbitálov počiatočného obrazu. Tiež, ako je vidieť na obrázku radiálnych uzlov, možno očakávať, že orbitály 4s, 5s a 6s majú tri, štyri a päť uzlov.

Sú charakteristické tým, že sú symetrické a ich elektróny zažívajú väčší účinný jadrový náboj. Je to preto, že ich elektróny môžu prenikať vnútornými vrstvami a vznášať sa veľmi blízko jadra, ktoré na nich pôsobí pozitívnym spôsobom..

Preto existuje pravdepodobnosť, že 3s elektrón môže preniknúť do orbitálu 2s a 1s a približovať sa k jadru. Táto skutočnosť vysvetľuje, prečo je atóm s sp hybridnými orbitálmi viac elektronegatívny (s väčšou tendenciou priťahovať elektronickú hustotu susedných atómov), ako je to pri sp hybridizácii.³.

Takže elektróny orbitálov sú elektróny, ktoré najviac zažívajú náboj jadra a sú energeticky stabilnejšie. Spoločne majú ochranný účinok na elektróny iných čiastkových úrovní alebo orbitálov; to znamená, že znižujú skutočný jadrový náboj Z, ktorý zažívajú najviac externé elektróny.

Orbitály str

P orbitály majú kvantové čísla l= 1 a hodnoty ml= -1, 0, +1. To znamená, že elektrón v týchto orbitaloch môže mať tri smery, ktoré sú znázornené ako žlté činky (podľa obrázku vyššie).

Všimnite si, že každá činka je umiestnená pozdĺž karteziánskej osi x, a a z. Preto, že orbitál p umiestnený na osi x je označený ako p_x; jeden na osi y, s_a; a ak ukazuje kolmo na rovinu xy, to znamená na os z, potom je to p_z.

Všetky orbitály sú navzájom kolmé, to znamená, že tvoria uhol 90 °. Taktiež uhlová funkcia zmizne v jadre (vznik karteziánskej osi) a existuje len pravdepodobnosť nájdenia elektrónu vo vnútri lalokov (ktorých hustota elektrónov závisí od radiálnej funkcie).

Slabý ochranný efekt

Elektrony týchto orbitálov nemôžu preniknúť vnútornými vrstvami s rovnakou ľahkosťou ako s orbitálmi. Porovnaním ich foriem sa zdá, že p orbitály sú bližšie k jadru; Avšak ns elektróny sa najčastejšie nachádzajú okolo jadra.

Čo je dôsledkom vyššie uvedeného? Že NP elektrón zažíva nižší účinný jadrový náboj. Okrem toho je táto redukovaná aj skríningovým účinkom orbitálov. To vysvetľuje napríklad, prečo atóm s hybridným orbital sp³ je menej elektronegatívny ako u sp orbitálov² alebo sp.

Je tiež dôležité poznamenať, že každá činka má uhlovú nodálnu rovinu, ale nie radiálny uzol (2p orbitály nič iné). To znamená, že keby boli rozrezané, vo vnútri by neboli vrstvy ako s orbitálom 2s; ale od 3p orbitálu smerom dopredu sa začnú pozorovať radiálne uzly.

Tieto uhlové uzly sú zodpovedné za to, že najvzdialenejšie elektróny majú slabý ochranný efekt. Napríklad 2s elektróny chránia tie 2p orbitály vo väčšej miere ako 2p elektróny voči elektródam 3s orbitálov.

Px, Py a Pz

Od hodnoty ml sú -1, 0 a +1, každý predstavuje Px, Py alebo Pz orbitál. Celkovo môžu pojať šesť elektrónov (dva pre každý orbitál). Táto skutočnosť je rozhodujúca pre pochopenie elektronickej konfigurácie, periodickej tabuľky a prvkov, ktoré tvoria tzv. Blok p.

d orbitálov

D orbitály majú hodnoty l= 2, a ml= -2, -1, 0, +1, +2. Existuje teda päť orbitálov schopných držať celkovo desať elektrónov. Na obrázku vyššie je znázornených päť uhlových funkcií d orbitálov.

Prvé, 3d orbitály, nemajú radiálne uzly, ale všetky ostatné, okrem orbitálu d_z2, majú dve uzlové roviny; nie roviny obrazu, pretože tieto iba ukazujú, v ktorých osiach sú pomarančové laloky umiestnené s listami ďateliny. Dve uzlové roviny sú roviny, ktoré sú kolmé na sivú rovinu.

Ich formy ich robia ešte menej účinnými v tienení efektívnej jadrovej záťaže. Prečo? Pretože majú viac uzlov, ktorými môže jadro priťahovať externé elektróny.

Preto všetky d orbitály prispievajú k zvýšeniu atómových polomerov, ktoré sú menej výrazné z jednej energetickej úrovne do druhej.

f orbitálov

Nakoniec, f orbitály majú kvantové číslo s hodnotami l= 3, a ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Existuje sedem f orbitálov, celkovo pre štrnásť elektrónov. Tieto orbitály začínajú byť dostupné v období 6, symbolizovanom povrchovo ako 4f.

Každá z uhlových funkcií predstavuje laloky so zložitými tvarmi a niekoľkými uzlovými rovinami. Preto chránia ešte menej vonkajších elektrónov a tento jav vysvetľuje, čo je známe ako kontrakcie lantanoidu.

Z tohto dôvodu pre ťažké atómy neexistuje žiadna výrazná zmena ich atómových polomerov úrovne n na iné n + 1 (Napríklad 6n až 7n). K dnešnému dňu sa 5f orbitálov nachádza v prirodzených alebo umelých atómoch.

S týmto vedomím sa otvára priepasť medzi tým, čo je známe ako obežná dráha a orbitály. Hoci sú doslovne podobné, v skutočnosti sú veľmi odlišné.

Koncepcia atómovej orbity a orbitálny prístup umožnili vysvetlenie chemickej väzby a ako to môže nejakým spôsobom ovplyvniť molekulovú štruktúru.

referencie

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chémia (Štvrté vydanie, strana 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Grey. (1965). Elektrony a chemické väzby. W. A. Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (N. D.). Atómové orbitály a kvantové čísla. Zdroj: quimitube.com
4. Loď C. R. (2016). Vizualizácia elektrónových orbitálov. Zdroj: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atómové orbitály. Zdroj: chemguide.co.uk
6. Kvantové príbehy (26. august 2011). Atómové orbity, stredná škola leží. Získané z: cuentos-cuanticos.com