ATÓMOVÉ ORBITALY: Z ČOHO POZOSTÁVAJÚ A AKÉ TYPY - CHÉMIA - 2026

Tieto atómové orbitály sú tie oblasti atómu definovanú vlnovú funkcií pre elektróny. Vlnové funkcie sú matematické výrazy získané z riešenia Schrödingerovej rovnice. Opisujú energetický stav jedného alebo viacerých elektrónov v priestore, ako aj pravdepodobnosť ich nájdenia.

Táto fyzikálna koncepcia, ktorú používajú chemici na pochopenie väzby a periodickej tabuľky, považuje elektrón za vlnu a časticu súčasne. Preto je obraz slnečnej sústavy vyradený, kde elektróny sú planéty rotujúce na obežných dráhach okolo jadra alebo Slnka.

Zdroj: Haade, prostredníctvom Wikimedia Commons

Táto zastaraná vizualizácia sa hodí pri ilustrácii energetických úrovní atómu. Napríklad: kruh obklopený sústrednými kruhmi predstavujúcimi obežné dráhy a ich statické elektróny. V skutočnosti je to obraz, pomocou ktorého sa atóm predstavuje deťom a mladým ľuďom.

Skutočná atómová štruktúra je však príliš zložitá na to, aby som ju mala dokonca aj hrubý obraz.

Ak sa potom vezme do úvahy elektrón ako vlnová častica a vyrieši sa Schrödingerova diferenciálna rovnica pre atóm vodíka (najjednoduchší systém zo všetkých), získali sa známe kvantové čísla.

Tieto čísla naznačujú, že elektróny nemôžu obsadiť žiadne miesto v atóme, ale iba tie, ktoré sa riadia diskrétnou a kvantifikovanou úrovňou energie. Matematické vyjadrenie vyššie uvedeného je známe ako vlnová funkcia.

Z atómu vodíka sa teda odhaduje rad energetických stavov riadených kvantovými číslami. Tieto energetické stavy sa nazývali atómové orbitaly.

Tieto však popisovali iba miesto pobytu elektrónu v atóme vodíka. Pre iné atómy, polyelektroniku, sa od hélia ďalej urobila orbitálna aproximácia. Prečo? Pretože riešenie Schrödingerovej rovnice pre atómy s dvoma alebo viacerými elektrónmi je veľmi komplikované (dokonca aj pri súčasnej technológii).

Čo sú atómové orbitály?

Atómové orbitaly sú vlnové funkcie, ktoré sa skladajú z dvoch zložiek: jednej radiálnej a jednej uhlovej. Tento matematický výraz sa píše takto:

Ψ _nlml = R _nl (r) Y _LML (θφ)

Aj keď sa to na prvý pohľad môže zdať komplikované, všimnite si, že kvantové čísla n, la ml sú uvedené malými písmenami. To znamená, že tieto tri čísla opisujú orbitálnu. R _nl (r), známy ako radiálne funkcie závisí na onyl; zatiaľ čo Y _lml (9ϕ), uhlová funkcia, závisí od 1 a ml.

V matematickej rovnici sú tiež premenné r, vzdialenosť k jadru a θ a ϕ. Výsledkom celej tejto rovnice je fyzické znázornenie orbitálov. Ktorý? Ten, ktorý vidíte na obrázku vyššie. Je tu znázornená séria orbitálov, ktoré budú vysvetlené v nasledujúcich častiach.

Ich tvary a vzory (nie farby) pochádzajú z grafu vlnových funkcií a ich radiálnych a uhlových komponentov v priestore.

Funkcia radiálnych vĺn

Ako je vidieť z rovnice, _Rnl (r) závisí od n a l. Funkcia radiálnych vĺn je teda opísaná hlavnou úrovňou energie a jej úrovňami.

Ak by sa elektrón mohol fotografovať bez ohľadu na smer, bolo možné pozorovať nekonečne malý bod. Potom, pri miliónoch fotografií, by mohlo byť podrobne opísané, ako sa bodový oblak mení v závislosti od vzdialenosti od jadra.

Týmto spôsobom je možné porovnávať hustotu mraku vo vzdialenosti a blízko jadra. Keby sa rovnaká operácia zopakovala, ale s inou úrovňou energie alebo nižšou úrovňou, vytvoril by sa ďalší oblak, ktorý uzavrie predchádzajúci. Medzi nimi je malý priestor, kde sa elektrón nikdy nenachádza; toto je známe ako radiálny uzol.

V oblakoch sú tiež oblasti s vyššou a nižšou hustotou elektrónov. Ako sa zväčšujú a ďalej od jadra, majú viac radiálnych uzlov; a ďalej, vzdialenosť r, kde sa elektrón obíde častejšie a je pravdepodobnejšie, že sa nájde.

Funkcia uhlovej vlny

Z rovnice je opäť známe, že Y _lml (9) je hlavne opísaný kvantovými číslami l a ml. Tentoraz sa podieľa na magnetickom kvantovom čísle, preto je definovaný smer elektrónu v priestore; a tento smer sa dá graficky znázorniť z matematických rovníc zahŕňajúcich premenné 9 a ϕ.

Teraz nepristupujeme k fotografovaniu, ale k záznamu videa trajektórie elektrónu v atóme. Na rozdiel od predchádzajúceho experimentu nie je presne známe, kde je elektrón, ale kam ide.

Keď sa elektrón pohybuje, opisuje definovanejší oblak; v skutočnosti guľová postava alebo figúrka s krídlami, ako sú tie na obrázku. Typ číslic a ich smer v priestore sú označené 1 a ml.

Existujú oblasti blízko jadra, kde elektrón neprechádza a číslo zmizne. Takéto oblasti sú známe ako rohové uzly.

Napríklad, ak sa pozriete na prvý sférický orbitál, rýchlo dospejete k záveru, že je symetrický vo všetkých smeroch; to však nie je prípad ostatných orbitálov, ktorých tvary odhaľujú prázdne priestory. Možno ich pozorovať na začiatku karteziánskej roviny a vo imaginárnych rovinách medzi lalokmi.

Pravdepodobnosť nájdenia elektrónovej a chemickej väzby

Zdroj: Od CK-12 Foundation (File: High School Chemistry.pdf, str. 265), prostredníctvom Wikimedia Commons

Na určenie skutočnej pravdepodobnosti nájdenia elektrónu v obežnej dráhe sa musia brať do úvahy dve funkcie: radiálna a uhlová. Preto nestačí predpokladať uhlovú zložku, to znamená ilustrovaný tvar orbitálov, ale tiež to, ako sa mení ich hustota elektrónov vzhľadom na vzdialenosť od jadra.

Pretože však smery (ml) odlišujú jeden orbitál od druhého, je praktické (aj keď možno nie celkom správne) uvažovať iba o tvar orbitálu. Týmto spôsobom je opis chemickej väzby vysvetlený prekrývaním týchto obrázkov.

Napríklad vyššie je porovnávací obrázok troch orbitálov: 1s, 2s a 3s. Všimnite si jej radiálne uzly vo vnútri. Orbitál 1s nemá uzol, zatiaľ čo ostatné dva majú jeden a dva uzly.

Pri zvažovaní chemickej väzby je ľahšie mať na pamäti iba sférický tvar týchto orbitálov. Týmto spôsobom sa ns orbital priblíži k ďalšiemu a vo vzdialenosti r vytvorí elektrón väzbu s elektrónom susedného atómu. Odtiaľ pochádza niekoľko teoretikov (TEV a TOM), ktoré vysvetľujú toto spojenie.

Ako sú symbolizované?

Atómové orbitaly sú výslovne symbolizované ako: nl _ml .

Kvantové čísla majú celočíselné hodnoty 0, 1, 2 atď., Ale na symbolizáciu orbitálov zostáva iba numerická hodnota n. Zatiaľ čo pre l sa celé číslo nahrádza zodpovedajúcim písmenom (s, p, d, f); a pre ml variabilný alebo matematický vzorec (okrem ml = 0).

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

Aby sme symbolizovali zvyšok obežných dráh, je potrebné zaoberať sa ich typmi, každý so svojimi vlastnými úrovňami energie a charakteristikami.

druhy

Orbitály s

Kvantové čísla l = 0 a ml = 0 (okrem ich radiálnych a uhlových komponentov) opisujú obežnú dráhu s guľovým tvarom. Toto je hlava, ktorá vedie pyramídu orbitálov pôvodného obrazu. Ako je možné vidieť na obrázku radiálnych uzlov, dá sa očakávať, že orbitály 4s, 5s a 6s majú tri, štyri a päť uzlov.

Vyznačujú sa symetriou a ich elektróny zažívajú účinnejší jadrový náboj. Je to tak preto, lebo jej elektróny môžu preniknúť do vnútorných škrupín a vznášať sa veľmi blízko k jadru, čo na ne pôsobí pozitívne.

Preto existuje pravdepodobnosť, že 3-elektrón môže preniknúť cez orbitál 2s a 1s a priblížiť sa k jadru. Táto skutočnosť vysvetľuje, prečo atóm s sp hybridných orbitálov je elektronegativní (s väčšiu tendenciu priťahovať elektronickú hustotu od svojich susedných atómov), ako jeden s sp ³ hybridizáciou .

Elektróny na obežných dráhach teda zažívajú najviac náboja z jadra a sú energeticky stabilnejšie. Spoločne uplatňujú tieniaci účinok na elektróny v iných podúrovniach alebo na obežných dráhach; to znamená, že znižujú skutočný jadrový náboj Z, ktorý pociťujú najvzdialenejšie elektróny.

Orbitály str

Zdroj: David Manthey prostredníctvom Wikipédie

Orbitaly majú kvantové čísla l = 1 as hodnotami ml = -1, 0, +1. To znamená, že elektrón v týchto obežných dráhach môže mať tri smery, ktoré sú znázornené ako žlté činky (podľa vyššie uvedeného obrázka).

Všimnite si, že každá činka je umiestnená pozdĺž karteziánskej osi x, y a z. Preto je orbitál umiestnený na osi x označený ako p _x ; jeden na osi y, p _y ; a ak ukazuje kolmo na rovinu xy, tj na osu z, potom je to p _z .

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

Zlý účinok tienenia

Elektróny na týchto orbitaloch nemôžu preniknúť do vnútorných škrupín tak ľahko ako orbitaly. Pri porovnaní ich tvarov sa zdá, že orbitaly sú bližšie k jadru; ns elektróny sa však nachádzajú častejšie okolo jadra.

Aký je dôsledok vyššie uvedeného? Že np elektrón zažije nižší efektívny jadrový náboj. Ďalej sú tieto účinky ďalej redukované tieniacim účinkom orbitálov. To vysvetľuje, napríklad, prečo atóm s sp ³ hybridnou orbitálov je menej elektronegativní než jedna sa sp ² alebo sp orbitálov .

Je tiež dôležité si uvedomiť, že každá činka má uhlovú uzlovú rovinu, ale žiadne radiálne uzly (iba 2p orbitaly). To znamená, že keby sa nakrájali na plátky, neboli by vnútri žiadne vrstvy ako pri orbitále 2s; ale od 3p obežnej dráhy by sa radiálne uzly začali pozorovať.

Tieto uhlové uzly sú zodpovedné za najvzdialenejšie elektróny, ktoré majú slabý tieniaci účinok. Napríklad elektróny 2s chránia tie, ktoré sú na obežných dráhach 2p lepšie ako elektróny 2p, ktoré chránia elektróny na obežných dráhach 3s.

Px, Py a Pz

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

Orbitály d

Zdroj: Hanilakkis0528, z Wikimedia Commons

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

Prvé, 3d obežníky, nemajú radiálne uzly, ale všetky ostatné, s výnimkou orbitálu _dz2 , majú dve uzlové roviny; nie roviny obrázka, pretože tie ukazujú iba to, v ktorých osiach sa nachádzajú oranžové laloky s tvarmi listov ďateliny. Tieto dve uzlové roviny sú tie, ktoré sa rozdeľujú kolmo na sivú rovinu.

Vďaka svojim tvarom sú ešte menej účinné pri tienení účinného jadrového náboja. Prečo? Pretože majú viac uzlov, prostredníctvom ktorých môže jadro priťahovať vonkajšie elektróny.

Preto všetky obežné kolesá prispievajú k menej výraznému zvýšeniu atómových polomerov z jednej úrovne energie na druhú.

Orbitály f

Zdroj: Geek3, z Wikimedia Commons

Nakoniec majú orbitaly kvantové čísla s hodnotami l = 3 a ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. K dispozícii je sedem orbitálov, celkom štrnásť elektrónov. Tieto orbity sú k dispozícii od obdobia 6, povrchne označené ako 4f.

Každá z uhlových funkcií predstavuje laloky so zložitými tvarmi a niekoľkými uzlovými rovinami. Preto ešte menej chránia vonkajšie elektróny a tento jav vysvetľuje, čo sa nazýva kontrakcia lantanoidov.

Z tohto dôvodu pre ťažké atómy neexistuje výrazná zmena v ich atómových polomeroch od jednej úrovne n k druhej n + 1 (napríklad 6n až 7n). Doteraz sú 5f obežníky posledné nájdené v prírodných alebo umelých atómoch.

Na základe toho všetkého sa otvára priepasť medzi tým, čo je známe ako obežná dráha a obežné dráhy. Aj keď sú textovo podobné, v skutočnosti sú veľmi odlišné.

Koncepcia atómovej orbitálnej a orbitálnej aproximácie nám umožnila vysvetliť chemickú väzbu a ako môže tak či onak ovplyvniť molekulárnu štruktúru.

Referencie

1. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chémia. (Štvrté vydanie., S. 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Lepenie elektrónov a chemikálií. WA Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (SF). Atómové orbitaly a kvantové čísla. Obnovené z: quimitube.com
4. Nave CR (2016). Vizualizácia elektrónových orbitálov. Získané z: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atómové orbitály. Získané z: chemguide.co.uk
6. Kvantové príbehy. (26. augusta 2011). Atómové orbitály, stredoškolská lož. Získané z: cuentos-cuanticos.com