Kas ir deģenerētas orbītas?

The deģenerētas orbītas tie visi ir tādā pašā enerģijas līmenī. Saskaņā ar šo definīciju tiem ir jābūt vienādam galvenajam kvantu skaitam n. Tādējādi 2s un 2p orbītas ir deģenerētas, jo tās pieder pie 2. enerģijas līmeņa. Tomēr ir zināms, ka to leņķisko un radiālo viļņu funkcijas ir atšķirīgas..

Kā n, elektroni sāk aizņemt citus enerģijas apakšlīmeņus, piemēram, orbītu d un f. Katrai no šīm orbitālēm ir savas īpašības, kuras no pirmā acu uzmetiena tiek novērotas to leņķa formās; tie ir sfēriskie (s), hanteles (p), trefoil (d) un globular (f) skaitļi.

Starp tiem ir enerģijas atšķirība, kas pat pieder pie tā paša līmeņa n.

Piemēram, augšējais attēls rāda enerģētikas shēmu ar orbitālēm, kuras aizņem nesavienoti elektroni (nenormāls gadījums). Ir redzams, ka no visstabilākajām (zemākā enerģija) ir orbitālā ns (1s, 2s, ...), bet nf nestabilākā (augstākā enerģija).

Indekss

• 1 Izolēta atoma degenerācija
  • 1.1. Orbitāles p
  • 1.2. Orbitāli
  • 1.3. Orbitāli
• 2 deģenerētas hibrīda orbītas
• 3 Atsauces

Izolētas atoma degenerētas orbītas

Deģenerētās orbītas ar tādu pašu vērtību n, tie ir vienā līnijā enerģētikas shēmā. Šī iemesla dēļ trīs sarkanās svītras, kas simbolizē p orbītu, atrodas vienā līnijā; tāpat kā purpura un dzeltenās svītras.

Attēla shēma pārkāpj Hunda likumu: augstākās enerģijas orbītas ir aizpildītas ar elektroniem, iepriekš nesavienojot tos ar zemākām enerģijas orbitālēm. Kad elektronu mate, orbitālis zaudē enerģiju, un tam ir lielāka elektrostatiska atbaidīšana uz citu orbītu nesavienotajiem elektroniem..

Tomēr daudzās enerģijas diagrammās šādas sekas netiek ņemtas vērā. Ja tā, un paklausot Hunda noteikumam, pilnībā nepiepildot d orbitāles, būtu redzams, ka tie vairs nav deģenerēti.

Kā minēts iepriekš, katram orbitālam ir savas īpašības. Izolētam atomam ar elektronisko konfigurāciju ir elektroni sakārtoti precīzā orbitāļu skaitā, kas ļauj tos izvietot. Tikai tie, kas ir vienādi enerģijā, var tikt uzskatīti par deģenerētiem.

Orbitāles p

Trīs sarkanās svītras attēla deģenerētajām orbitālēm norāda, ka abi ir_x, p_un un p_z Viņiem ir tāda pati enerģija. Katrā no tiem ir nesalīdzināts elektrons, ko raksturo četri kvantu skaitļi (n, l, ml un ms), bet pirmie trīs apraksta orbītas.

Vienīgā atšķirība starp tām ir apzīmēta ar magnētisko momentu ml, kas vērš trajektoriju p_x uz x ass, p_un uz y ass un p_z uz z-ass. Visas trīs ir vienādas, bet atšķiras tikai to telpiskajā orientācijā. Šā iemesla dēļ viņi vienmēr tiek izlīdzināti enerģijā, tas ir, deģenerēti.

Tā kā tie ir vienādi, atoms, kas izolēts no slāpekļa (ar 1s konfigurāciju)²2s²2p³) jāuztur deģenerētas trīs orbītas p. Tomēr enerģijas scenārijs pēkšņi mainās, ja molekulā vai ķīmiskajā savienojumā tiek ņemts vērā N atoms.

Kāpēc? Jo, lai gan p_x, p_un un p_z tie ir vienādi enerģijā, tas var atšķirties katrā no tiem, ja tiem ir atšķirīga ķīmiskā vide; tas ir, ja tie ir saistīti ar dažādiem atomiem.

Orbitāli

Ir piecas purpura svītras, kas apzīmē d orbitāles. Izolētā atomā, pat ja tiem ir savienoti elektroni, šīs piecas orbītas tiek uzskatītas par deģenerētām. Tomēr, atšķirībā no p orbitālēm, šoreiz ir ievērojama atšķirība to leņķa formās.

Tāpēc viņu elektronu virzieni telpā atšķiras no viena orbitālā d uz citu. Tas izraisa, saskaņā ar kristāliskā lauka teorija, ka minimālais traucējums izraisa a enerģijas sadalījums no orbitālēm; tas ir, piecas purpura sloksnes ir atdalītas, atstājot enerģijas starpību starp tām:

Kādas ir iepriekš minētās orbītas un kuras tālāk? Tie, kas atrodas augšpusē, tiek simbolizēti kā e_g, un tālāk t_2g. Ievērojiet, kā sākotnēji visas violetās svītras tika izlīdzinātas, un tagad izveidojās divu orbitāļu kopa e_g vairāk enerģijas nekā otrs trīs orbitāļu komplekts t_2g.

Šī teorija ļauj mums izskaidrot d-d pārejas, uz kurām attiecināmas daudzas pārejas metālu savienojumu (Cr, Mn, Fe uc) krāsas. Un kāpēc šis elektroniskais traucējums? Metāliskā centra koordinācijai ar citām saucamajām molekulām ligandiem.

Orbitāli

Un ar orbitālēm, viņi jūtas dzeltenas svītras, situācija kļūst vēl sarežģītāka. To telpiskie virzieni ir ļoti atšķirīgi, un to saikņu vizualizācija kļūst pārāk sarežģīta.

Faktiski f orbitāles tiek uzskatītas par tik iekšējām, ka tās “būtiski nepiedalās” obligāciju veidošanā.

Kad izolēto atomu ar f orbitālēm ieskauj citi atomi, sākas mijiedarbība un notiek izvēršanās (deģenerācijas zudums):

Ņemiet vērā, ka tagad dzeltenās svītras veido trīs komplektus: t_1g, t_2g un a_1g, un kas vairs nav deģenerēti.

Degenerētas hibrīda orbītas

Ir redzams, ka orbītas var atklāt un zaudēt deģenerāciju. Tomēr, lai gan tas izskaidro elektroniskās pārejas, tas ir skaidrs, kā un kāpēc ir dažādas molekulārās ģeometrijas. Šeit ienāk hibrīdās orbītas.

Kādas ir tās galvenās iezīmes? Ka tie ir deģenerēti. Tādējādi tie rodas no orbitāļu s, p, d un f rakstzīmju maisījuma, lai radītu deģenerētus hibrīdus..

Piemēram, trīs p orbitāli tiek sajaukti ar vienu, lai dotu četrus sp orbitālus³. Visas sp orbitāles³ tie ir deģenerēti, un tāpēc tiem ir tāda pati enerģija.

Ja papildus divas d orbītas tiek sajauktas ar četriem sp³, jūs saņemsiet sešus sp orbitālus³d².

Un kā viņi izskaidro molekulārās ģeometrijas? Tāpēc, kad tie ir seši, ar vienādām enerģijām, tiem jābūt simetriski novietotiem telpā, lai radītu vienādas ķīmiskās vides (piemēram, MF savienojumā).₆).

Kad viņi to dara, izveidojas koordinēšanas oktaedrs, kas ir vienāds ar oktaedrālu ģeometriju ap centru (M)..

Tomēr ģeometrijām ir tendence izkropļot, kas nozīmē, ka pat hibrīdās orbītas nav pilnīgi deģenerētas. Tāpēc, secinot, degenerētas orbītas pastāv tikai izolētos atomos vai ļoti simetriskā vidē.

Atsauces

1. Chemicool vārdnīca. (2017). Degenerētas definīcija Saturs iegūts no: chemicool.com
2. SparkNotes LLC. (2018). Atomi un atomu orbitāli. Saturs iegūts no: sparknotes.com
3. Tīra ķīmija (s.f.). Elektroniskā konfigurācija. Atgūts no: es-puraquimica.weebly.com
4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Ķīmija (8. izdevums). CENGAGE Learning.
5. Moreno R. Esparza. (2009). Koordinācijas ķīmijas kurss: Lauki un orbītas. [PDF] Saturs iegūts no: depa.fquim.unam.mx
6. Shiver & Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija (Ceturtais izdevums). Mc Graw kalns.