Atomu orbitāli to sastāvā, kā tie tiek simbolizēti un veidi

The atomu orbitāli ir tie atoma reģioni, ko nosaka viļņu funkcija elektroniem. Viļņu funkcijas ir matemātiskas izteiksmes, kas iegūtas no Schrödinger vienādojuma izšķiršanas. Tie apraksta viena vai vairāku elektronu enerģijas stāvokli kosmosā, kā arī varbūtību to atrast.

Šis fizikālais jēdziens, ko ķīmiķi izmanto saiknes un periodiskās tabulas izpratnei, elektronu uzskata par viļņu un daļiņu vienlaikus. Tāpēc saules sistēmas attēls tiek izmests, ja elektroni ir planētas, kas rotē orbītā ap kodolu vai sauli..

Šī novecojušā vizualizācija ir praktiska, atainojot atoma enerģijas līmeni. Piemēram: aplis, ko ieskauj koncentriski gredzeni, kas pārstāv orbītas, un to statiskie elektroni. Patiesībā tas ir tēls, ar kuru atoms tiek iepazīstināts ar bērniem un jauniešiem.

Tomēr patiesā atomu struktūra ir pārāk sarežģīta, lai pat to varētu uzskatīt par aptuvenu.

Ņemot vērā elektronu kā viļņu daļiņu un risinot Schrödinger diferenciālvienādojumu ūdeņraža atoms (visvienkāršākā sistēma), tika iegūti slavenie kvantu skaitļi..

Šie skaitļi norāda, ka elektroni nevar aizņemt kādu atomu vietu, bet tikai tie, kas pakļaujas diskrētas un kvantētas enerģijas līmenim. Iepriekš minēto matemātisko izteiksmi sauc par viļņu funkciju.

Tādējādi no ūdeņraža atoma tika novērtēta virkne enerģētisko valstu, kuras regulē kvantu skaitļi. Šīs enerģijas valstis tika nosauktas par atomu orbitālēm.

Bet tie tikai aprakstīja elektrona atrašanās vietu ūdeņraža atomā. Attiecībā uz citiem atomiem, polielektroniku, sākot ar hēliju, tika veikta orbitālā tuvināšana. Kāpēc? Tā kā Schrödinger vienādojuma izšķirtspēja atomiem ar diviem vai vairākiem elektroniem ir ļoti sarežģīta (pat ar pašreizējo tehnoloģiju).

Indekss

• 1 Kādas ir atomu orbītas?
  • 1.1. Radiālo viļņu funkcija
  • 1.2 Leņķa viļņu funkcija
  • 1.3 Iespēja atrast elektronu un ķīmisko saiti
• 2 Kā tie tiek simbolizēti?
• 3 veidi
  • 3.1. Orbitāli
  • 3.2. Orbitāles p
  • 3.3 Orbitāli d
  • 3.4. Orbitāli
• 4 Atsauces

Kādas ir atomu orbītas?

Atomu orbitāli ir viļņu funkcijas, kas sastāv no divām sastāvdaļām: radiālā un leņķa. Šī matemātiskā izteiksme ir rakstīta kā:

Ψ_nlml = R_nl(r) · Y_lml(θφ)

Lai gan sākumā tas var šķist sarežģīts, ņemiet vērā, ka kvantu skaitļi n, l un ml Tos norāda ar maziem burtiem. Tas nozīmē, ka šie trīs numuri raksturo orbitālu. R_nl(r), kas ir labāk pazīstams kā radiālā funkcija, ir atkarīgs no tā n un l; kamēr Y_lml(θφ), atkarīgs no leņķa funkcijas l un ml.

Matemātiskajā vienādojumā ir arī mainīgie lielumi r, attālums līdz kodolam un θ un φ. Visu šo vienādojumu kopuma rezultāts ir orbītu fiziskais attēlojums. Ko? Tas, kas redzams iepriekš attēlā. Ir vairākas orbītas, kas tiks izskaidrotas turpmākajās sadaļās.

Tās formas un dizains (nevis krāsas) nāk no plānošanas telpā ar viļņu funkcijām un to radiālajiem un leņķiskajiem komponentiem.

Radiālo viļņu funkcija

Kā redzams vienādojumā, R_nl(r) tas ir tik daudz atkarīgs n no l. Tad radiālo viļņu funkciju apraksta galvenais enerģijas līmenis un tā apakšlīmeņi.

Ja elektronu varētu fotografēt, neņemot vērā tā virzienu, var novērot bezgalīgi mazu punktu. Pēc tam, ņemot miljoniem fotogrāfiju, jūs varētu detalizēti norādīt, kā mainās punkts mākoņi, pamatojoties uz attālumu līdz kodolam.

Tādā veidā mākoņa blīvumu var salīdzināt kodola attālumos un tuvumā. Ja viena un tā pati darbība tiktu atkārtota, bet ar citu enerģijas līmeni vai apakšlīmeņu, izveidotos vēl viens mākonis, kas ietver iepriekšējo. Starp abiem ir neliela telpa, kurā elektronu nekad neatrodas; tas ir tas, kas ir pazīstams kā radiālais mezgls.

Arī mākoņos ir reģioni ar augstāku un zemāku elektronisko blīvumu. Kad tie kļūst lielāki un virzās tālāk no kodola, viņiem ir vairāk radiālo mezglu; un arī attālums r kur elektrons iet apkārt biežāk un visticamāk to atrast.

Leņķa viļņu funkcija

Atkal, no vienādojuma ir zināms, ka Y_lml(θφ) galvenokārt apraksta kvantu skaitļi l un ml. Šoreiz tā piedalās magnētiskā kvantu skaitā, tāpēc elektrona virziens telpā ir definēts; un šo adresi var attēlot no matemātiskajiem vienādojumiem, kas ietver mainīgos lielumus θ un φ.

Tagad mēs nesākam fotografēt, bet ierakstīt video par elektrona ceļu atomā. Atšķirībā no iepriekšējiem eksperimentiem nav zināms, kur tieši ir elektrons, bet kur tas notiek.

Pārvietojoties, elektronu raksturo definēts mākonis; patiesībā, sfēriska forma, vai viena ar cilpām, tāpat kā attēlā redzamās. Skaitļu veidu un virzienu telpā apraksta l un ml.

Ir reģioni, kas atrodas netālu no kodola, kur elektrons nav tranzīts, un skaitlis pazūd. Šādi reģioni ir pazīstami kā leņķi.

Piemēram, ja tiek novērota pirmā sfēriskā orbītā, ātri tiek secināts, ka tas ir simetrisks visos virzienos; Tomēr tas neattiecas uz citām orbitālēm, kuru formas atklāj tukšas telpas. Tās var novērot Dekarta plaknes sākumā un iedomātajās plaknēs starp liemeņiem.

Iespēja atrast elektronu un ķīmisko saiti

Lai noteiktu patieso varbūtību atrast elektronu orbītā, ir jāņem vērā divas funkcijas: radiāls un leņķis. Tāpēc nepietiek ar leņķa komponenta, proti, orbītu ilustrētās formas, pieņemšanu, bet arī to, kā tā elektroniskais blīvums mainās attiecībā pret kodola attālumu..

Tomēr, tā kā adreses (ml) nošķirt vienu orbītu no otras, tas ir praktiski (lai gan varbūt ne pilnīgi pareizi) ņemt vērā tikai tā formu. Šādā veidā ķīmiskās saites apraksts ir skaidrojams ar šo skaitļu pārklāšanos.

Piemēram, iepriekš attēlots trīs orbītu salīdzinošs attēls: 1s, 2s un 3s. Ievērojiet tās radiālos mezglus. 1s orbitālam 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 orbitālā tuvojas citam un attālumam r, elektrons veidos saikni ar blakus esošā atoma elektronu. No šejienes rodas vairākas teorētiskas (TEV un TOM), kas izskaidro šo saiti.

Kā tās simbolizē?

Atomu orbitāli ir skaidri apzīmēti kā: nl_ml.

Kvantu skaitļi aizņem veselas vērtības 0, 1, 2 utt., Bet tikai orbitālu simbolizēšanai n skaitlisku vērtību Kamēr par l, veselu skaitli aizstāj ar atbilstošo burtu (s, p, d, f); un par ml, mainīgā vai matemātiskā formula (izņemot ml= 0).

Piemēram, 1s orbitālai: n= 1, s = 0 un ml= 0 Tas pats attiecas uz visām ns orbitālēm (2s, 3s, 4s utt.).

Lai simbolizētu pārējos orbītas, ir nepieciešams pievērsties to veidiem, katram no tiem ir enerģijas līmeņi un savas īpašības.

Veidi

Orbitāli

Kvantu skaitļi l= 0 un ml= 0 (papildus radiālajiem un leņķiskajiem komponentiem) apraksta orbītu ar sfērisku formu. Tas ir tas, kas vada sākotnējā attēla orbitāļu piramīdu. Kā redzams arī radiālo mezglu attēlā, var sagaidīt, ka 4s, 5s un 6s orbitālēs ir trīs, četri un pieci mezgli.

Tos raksturo simetriski un to elektroniem ir lielāka efektīva kodolenerģijas maksa. Tas ir tāpēc, ka viņu elektroni var iekļūt iekšējos slāņos un virzīties ļoti tuvu kodolam, kas tiem rada pozitīvu piesaisti..

Tāpēc ir varbūtība, ka 3s elektrons var iekļūt 2s un 1s orbitālā, tuvojoties kodolam. Šis fakts izskaidro, kāpēc atoms ar spibrīdiem orbitāliem ir vairāk elektronegatīvas (ar lielāku tendenci piesaistīt kaimiņu atomu elektronisko blīvumu) nekā spibridizācija.³.

Tādējādi orbitāļu elektroni ir tie, kas visvairāk piedzīvo kodola uzlādi un ir enerģiski stabilāki. Kopā tie iedarbojas uz citu apakšlīmeņu vai orbītu elektroniem; tas nozīmē, ka tie samazina reālo kodolmateriālu lādiņu Z, ko piedzīvo visvairāk ārējie elektroni.

Orbitāles p

P orbitālēm ir kvantu skaitļi l= 1 un ar vērtību ml= -1, 0, +1. Tas nozīmē, ka elektronos šajos orbitālos var būt trīs virzieni, kas ir attēloti kā dzelteni hanteles (saskaņā ar iepriekš redzamo attēlu).

Ņemiet vērā, ka katra hantele ir novietota gar Kartesas asi x, un un z. Tāpēc, ka orbītā p, kas atrodas uz x ass, apzīmē kā p_x; uz y ass, p_un; un ja tas perpendikulāri xy plaknei, tas ir, uz z ass, tad tas ir p_z.

Visas orbītas ir perpendikulāras viena otrai, tas ir, tās veido 90 ° leņķi. Arī leņķiskā funkcija pazūd kodolā (Kartesijas ass izcelsme), un ir tikai varbūtība atrast elektronu daivās (kura elektronu blīvums ir atkarīgs no radiālās funkcijas).

Slikts ekranēšanas efekts

Šo orbītu elektroni nevar iekļūt iekšējos slāņos ar tādu pašu vieglumu kā s orbitālēm. Salīdzinot to formas, p orbītas šķiet tuvākas kodolam; tomēr ns elektroni visbiežāk ir atrodami ap kodolu.

Kāda ir iepriekšminētā seka? Tas, ka NP elektronam ir zemāka efektīva kodolenerģijas maksa. Turklāt to vēl vairāk samazina s orbitāļu skrīninga efekts. Tas izskaidro, piemēram, kāpēc atoms ar hibrīda orbitālo sp³ tas ir mazāk elektronegatīvs nekā ar sp orbitāliem² vai sp.

Ir svarīgi arī atzīmēt, ka katrai hantelei ir leņķa mezgla plakne, bet nav radiālā mezgla (2p orbītas nekas cits). Tas nozīmē, ka, ja tas būtu šķēlēs, tajā nebūtu slāņu, piemēram, ar 2s orbitāli; bet no 3p orbitālās līnijas sāktu novērot radiālos mezglus.

Šie leņķa mezgli ir atbildīgi par to, ka attālākie elektroni saskaras ar sliktu ekranēšanas efektu. Piemēram, 2s elektroni aizsargā 2p orbītu lielākus izmērus nekā 2p elektroni ar 3s orbitālu..

Px, Py un Pz

Tā kā ml ir -1, 0 un +1, katrs no tiem ir Px, Py vai Pz orbitāls. Kopumā tie var uzņemt sešus elektronus (divi katram orbitālam). Šis fakts ir būtisks, lai izprastu elektronisko konfigurāciju, periodisko tabulu un elementus, kas veido tā saukto bloku p.

Orbitāli

D orbitālēm ir vērtības l= 2, un ml= -2, -1, 0, +1, +2. Tāpēc ir piecas orbītas, kas kopumā spēj turēt desmit elektronus. D orbitāļu piecas leņķiskās funkcijas ir attēlotas iepriekš attēlā.

Pirmajiem, 3d orbitātiem, trūkst radiālo mezglu, bet visi pārējie, izņemot orbitālo d_z2, ir divas mezglu plaknes; nevis attēla plaknes, jo tās tikai parāda, kuras asis apelsīnu cilpas novieto ar āboliņa lapu formām. Abas mezglu plaknes ir tās, kas šķērso perpendikulāri pelēkajai plaknei.

To formas padara tos vēl mazāk efektīvus efektīvās kodolkravas aizsargāšanai. Kāpēc? Jo viņiem ir vairāk mezglu, ar kuriem kodols var piesaistīt ārējus elektronus.

Tāpēc visi d orbitāli veicina atomu rādiusu pieaugumu, kas ir mazāk izteikts no viena enerģijas līmeņa uz citu.

Orbitāli

Visbeidzot, f orbitālēm ir kvantu skaitlis ar vērtību l= 3, un ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Kopumā četrpadsmit elektroniem ir septiņi f orbitāli. Šīs orbītas kļūst pieejamas no 6. perioda, kas simboliski tiek attēlots kā 4f.

Katra no leņķiskajām funkcijām ir cilpas ar sarežģītām formām un vairākām mezglu plaknēm. Tāpēc viņi pasargā vēl mazāk ārējos elektronus, un šī parādība izskaidro to, kas ir pazīstams kā lantanīda kontrakcija.

Šā iemesla dēļ smago atomiem nav izteiktas atomu rādiusu līmeņa izmaiņas n uz citu n + 1 (Piemēram, 6n līdz 7n). Līdz šim 5f orbītas ir pēdējās dabiskajos vai mākslīgajos atomos.

Paturot to prātā, starp dzīlēm un orbitām atklājas bezdibenis. Lai gan burtiski tās ir līdzīgas, patiesībā tās ir ļoti atšķirīgas.

Atomiskās orbitālās koncepcijas un orbitālās pieejas koncepcija ir ļāvusi izskaidrot ķīmisko saiti un kā tas vienā vai otrā veidā var ietekmēt molekulāro struktūru.

Atsauces

1. Shiver & Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija (Ceturtais izdevums, 13-8. Lpp.). Mc Graw kalns.
2. Harijs B. Gray. (1965). Elektroni un ķīmiskā saistīšana. W.A. Benjamin, Inc. Ņujorka.
3. Quimitube (s.f.). Atomu orbītas un kvantu skaitļi. Saturs iegūts no: quimitube.com
4. Kuģis C. R. (2016). Elektronisko orbitāļu vizualizēšana. Saturs iegūts no: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atomu orbitāli. Saturs iegūts no: chemguide.co.uk
6. Kvantu pasakas (2011. gada 26. augusts). Atomu orbītas, vidusskolas meli. Atgūts no: cuentos-cuanticos.com