Atomiske orbitaler i, hvad de består af, hvordan de symboliseres og typer

den atomiske orbitaler er atomets regioner defineret af en bølgefunktion for elektroner. Bølgefunktioner er matematiske udtryk opnået fra opløsningen af ​​Schrödinger ligningen. Disse beskriver energitilstanden for en eller flere elektroner i rummet, samt sandsynligheden for at finde den.

Dette fysiske koncept, der anvendes af kemikere til forståelsen af ​​linket og det periodiske bord, betragter elektronen som en bølge og en partikel på samme tid. Derfor er billedet af solsystemet kasseret, hvor elektronerne er planeter roterende i kredsløb omkring kernen eller solen.

Denne forældede visualisering er praktisk, når man illustrerer atomets energiniveauer. For eksempel: En cirkel omgivet af koncentriske ringe, der repræsenterer kredsløbene og deres statiske elektroner. Faktisk er dette det billede, som atomet introduceres til børn og unge.

Den sande atomstruktur er imidlertid for kompleks til selv at have et omtrentligt billede af det.

I betragtning af, at elektronen som en bølge-partikel og løsningen af ​​Schrödinger's differentialekvation for hydrogenatomet (det enkleste system af alle) blev de berømte kvante numre opnået.

Disse tal indikerer, at elektronerne ikke kan optage noget sted for atomet, men kun dem, der adlyder et niveau af diskret og kvantiseret energi. Den matematiske ekspression af ovenstående er kendt som bølgefunktion.

Således blev der fra hydrogenatomet estimeret en række energiske tilstande reguleret af kvantum. Disse energistater blev navngivet atomorbitaler.

Men disse beskrev kun hvor der var en elektron i et hydrogenatom. For andre atomer blev polyelektronikken, fra helium og fremad, foretaget en omkredsløb. Hvorfor? Fordi opløsningen af ​​Schrödinger ligningen for atomer med to eller flere elektroner er meget kompliceret (selv med den nuværende teknologi).

indeks

• 1 Hvad er atomorbitalerne?
  • 1.1 Radialbølgefunktion
  • 1.2 Vinkelbølgefunktion
  • 1.3 Sandsynligheden for at finde elektronen og den kemiske binding
• 2 Hvordan symboliseres de?
• 3 typer
  • 3.1 Orbitaler
  • 3.2 Orbitals s
  • 3.3 Orbitaler d
  • 3.4 Orbitaler
• 4 referencer

Hvad er atomorbitalerne?

Atomiske orbitaler er bølgefunktioner, der består af to komponenter: en radial og en vinkel. Dette matematiske udtryk er skrevet som:

Ψ_NLML = R_nl(r) · Y_LML(Θφ)

Selvom det måske forekommer kompliceret i starten, bemærk at kvante numre n, l og ml De er angivet med små bogstaver. Dette betyder, at disse tre tal beskriver omløbet. R_nl(r), bedre kendt som den radiale funktion, afhænger af n og l; mens Y_LML(θφ), vinkelfunktion, afhænger af l og ml.

I den matematiske ligning er der også variablerne r, afstanden til kernen og θ og φ. Resultatet af alt dette sæt af ligninger er en fysisk repræsentation af orbitalerne. Hvad? Den som ses i billedet ovenfor. Der er en række orbitaler, som vil blive forklaret i de følgende afsnit.

Dens former og mønstre (ikke farver) kommer fra at plotte i rummet bølgefunktionerne og deres radiale og vinkelkomponenter.

Radialbølgefunktion

Som det ses i ligningen, R_nl(r) det afhænger så meget af n fra og med l. Derefter beskrives den radiale bølgefunktion af det primære energiniveau og dets underniveauer.

Hvis et fotografi kunne tages af elektronen uden at tage hensyn til dets retning, kunne et uendeligt lille punkt overholdes. Så, når du tager millioner af billeder, kan du detalje, hvordan punktskyen ændres baseret på afstanden til kernen.

På denne måde kan densiteten af ​​skyen sammenlignes i afstanden og nærheden af ​​kernen. Hvis den samme operation gentages, men med et andet energiniveau eller underniveau, vil der blive dannet en anden sky, der omslutter den foregående. Mellem de to er der et lille rum, hvor elektronen aldrig er placeret; dette er hvad der er kendt som radial knudepunkt.

Også i skyerne er der regioner med højere og lavere elektronisk tæthed. Da de bliver større og bevæger sig længere væk fra kernen, har de flere radiale knuder; og også en afstand r hvor elektronen går rundt oftere og er mere tilbøjelige til at finde den.

Vinkelbølgefunktion

Igen, fra ligningen er det kendt, at Y_LML(θφ) beskrives hovedsageligt ved hjælp af kvante numre l og ml. Denne gang deltager den i det magnetiske kvante nummer, derfor er retningen af ​​elektronen i rummet defineret; og denne adresse kan tegnes ud fra de matematiske ligninger, der involverer variablerne θ og φ.

Nu fortsætter vi ikke med at tage billeder, men at optage en video af elektronens sti i atomet. I modsætning til det foregående eksperiment er det ukendt hvor præcis elektronen er, men hvor den går.

Ved bevægelse beskriver elektronen en mere defineret sky; Faktisk en sfærisk form, eller en med lober, som dem der ses i billedet. Typen af ​​figurer og deres retning i rummet er beskrevet af l og ml.

Der er regioner tæt på kernen, hvor elektronen ikke går forbi, og figuren forsvinder. Sådanne regioner er kendt som vinklede knuder.

For eksempel, hvis det første sfæriske kredsløb er observeret, konkluderes det hurtigt, at det er symmetrisk i alle retninger; Dette er imidlertid ikke tilfældet med de andre orbitaler, hvis figurer afslører tomme rum. Disse kan observeres ved Cartesian-planets oprindelse og i de imaginære planer mellem loberne.

Sandsynligheden for at finde elektronen og den kemiske binding

For at bestemme den sande sandsynlighed for at finde en elektron i et kredsløb, skal de to funktioner overvejes: radial og vinkel. Derfor er det ikke nok at antage vinkelkomponenten, det vil sige den illustrerede form af orbitalerne, men også hvordan dets elektroniske tæthed ændrer sig i forhold til afstanden af ​​kernen..

Men fordi adresserne (ml) skelne en orbital fra en anden, det er praktisk (selvom det måske ikke er helt korrekt) kun at overveje formens form. På den måde forklares beskrivelsen af ​​den kemiske binding af overlapningen af ​​disse tal.

For eksempel er et sammenligningsbillede af tre orbitaler vist ovenfor: 1s, 2s og 3s. Bemærk dets radiale knuder indeni. Den 1s orbitale mangler en knude, mens de to andre har en og to knuder.

Når man overvejer en kemisk binding, er det lettere at huske kun den sfæriske form af disse orbitaler. På denne måde nærmer ns-orbitalet en anden og i en afstand r, elektronen vil danne en binding med det nærliggende atoms elektron. Herfra opstår flere teoretiske (TEV og TOM), der forklarer dette link.

Hvordan symboliseres de?

Atomorbitalerne udtrykkeligt er symboliseret som: nl_ml.

Kvantumene tager hele værdierne 0, 1, 2 osv., Men for at symbolisere orbitalerne er det kun tilbage n en numerisk værdi Mens for l, hele tallet er erstattet af dets tilsvarende bogstav (s, p, d, f); og for ml, en variabel eller matematisk formel (undtagen for ml= 0).

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

For at symbolisere resten af ​​orbitalerne er det nødvendigt at adressere deres typer, hver med energi og egenskaber.

typen

s orbitaler

Kvante numrene l= 0, og ml= 0 (ud over dets radiale og vinkelkomponenter) beskriver et kredsløb med en sfærisk form. Dette er den, der leder til orbitaler af det oprindelige billede. Som det ses i billedet af de radiale knuder, kan det også forventes, at 4s, 5s og 6s-orbitalerne har tre, fire og fem noder.

De er karakteriseret ved at være symmetriske, og deres elektroner oplever en større effektiv nuklear ladning. Dette skyldes, at deres elektroner kan trænge ind i de indre lag og svæve meget tæt på kernen, som udøver en positiv attraktion på dem.

Derfor er der en sandsynlighed for, at en 3s elektron kan trænge ind i 2s og 1s kredsløb, nærmer sig kernen. Denne kendsgerning forklarer, hvorfor et atom med sp-hybrid-orbitaler, er mere electronegativ (med større tendens til at tiltrække elektronisk densitet af dets nærliggende atomer) end det med sp hybridisering.³.

Således er orbitalernes elektroner de, der mest oplever kernens ladning og er energisk mere stabile. Sammen udøver de en afskærmningseffekt på elektronerne af andre underniveauer eller orbitaler; det vil sige, de mindsker den reelle nukleare ladning Z, der opleves af de mest eksterne elektroner.

Orbitaler s

P-orbitalerne besidder kvantetallene l= 1, og med værdier af ml= -1, 0, +1. Det vil sige, at en elektron i disse orbitaler kan tage tre retninger, som er repræsenteret som gule håndvægte (ifølge billedet ovenfor).

Bemærk at hver håndvægt er placeret langs en kartesisk akse x, og og z. Derfor betegnes den orbitale p, der er placeret på x-aksen, som p_x; den ene på y-aksen, s_og; og hvis den peger vinkelret på xy-planet, er det på z-aksen, da det er p_z.

Alle orbitaler er vinkelret på hinanden, det vil sige de danner en vinkel på 90º. Vinkelfunktionen forsvinder også i kernen (Cartesian-aksens oprindelse), og der er kun sandsynligheden for at finde elektronen inde i loberne (hvis elektrontæthed afhænger af den radiale funktion).

Dårlig afskærmningseffekt

Elektronerne af disse orbitaler kan ikke trænge ind i de indre lag med samme lethed som s orbitalerne. Sammenligning af deres former synes p-orbitalerne at være tættere på kernen; Imidlertid findes ns-elektroner hyppigst omkring kernen.

Hvad er konsekvensen af ​​ovenstående? At en NP-elektron oplever en lavere effektiv nukleær ladning. Og desuden reduceres sidstnævnte yderligere ved screeningseffekten af ​​s orbitalerne. Dette forklarer for eksempel hvorfor et atom med hybrid orbital sp³ det er mindre electronegative end det med sp orbitaler² eller sp.

Det er også vigtigt at bemærke, at hver dumbbell har et vinklet nodalplan, men ingen radial knudepunkt (2p orbitaler intet andet). Det vil sige, hvis det blev skåret, inde i det ville der ikke være lag som med 2'ers kredsløb; men fra 3p-kredsløbet og fremefter vil radiale knuder begynde at blive observeret.

Disse vinklede knudepunkter er ansvarlige for, at de yderste elektroner oplever en dårlig afskærmningseffekt. For eksempel beskytter 2s elektroner dem af 2p orbitaler i større grad end 2p elektroner til dem af 3s orbitaler.

Px, Py og Pz

Siden værdierne af ml er -1, 0 og +1, hver repræsenterer et Px, Py eller Pz orbitalt. I alt kan de rumme seks elektroner (to for hver omgang). Denne kendsgerning er afgørende for forståelsen af ​​den elektroniske konfiguration, periodiske tabel og de elementer, der udgør den såkaldte blok p.

d orbitaler

D-orbitalerne har værdier af l= 2 og ml= -2, -1, 0, +1, +2. Der er derfor fem orbitaler, der i alt kan holde ti elektroner. De fem vinkelfunktioner af d-orbitalerne er repræsenteret i billedet ovenfor.

De første, 3d-orbitalerne mangler radiale knuder, men alle de andre, undtagen orbitalen d_z2, har to knudepunkter ikke billedplanerne, fordi disse kun viser i hvilke akser appelsinloberne er placeret med former for kløverblad. De to knudepunkter er de, der sidder vinkelret på det grå plan.

Deres former gør dem endnu mindre effektive til at beskytte den effektive atombelastning. Hvorfor? Fordi de har flere noder, hvorved kernen kan tiltrække eksterne elektroner.

Derfor bidrager alle d-orbitaler til stigningen i atomradiuser, der er mindre udtalte fra et energiniveau til et andet.

f orbitaler

Endelig har f orbitalerne et kvante nummer med værdier på l= 3 og ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Der er syv f orbitaler, for i alt fjorten elektroner. Disse orbitaler begynder at være tilgængelige fra periode 6, symboliseret overfladisk som 4f.

Hver af de vinkelfunktioner repræsenterer lober med indviklede former og flere knudepunkter. Derfor beskytter de endnu mindre de eksterne elektroner, og dette fænomen forklarer, hvad der er kendt som lanthanid sammentrækning.

Af den grund for tunge atomer er der ingen udtalt variation af deres atomradius på et niveau n til en anden n + 1 (F.eks. 6n til 7n). Hidtil er 5f-orbitaler den sidste fundet i naturlige eller kunstige atomer.

Med alt dette i tankerne åbner der en afgrund mellem det, der er kendt som kredsløb og orbitalerne. Selvom de er ensformede, er de i virkeligheden meget forskellige.

Begrebet atomorbitalt og den orbitale tilgang har givet forklaringer til den kemiske binding, og hvordan dette på en eller anden måde kan påvirke den molekylære struktur.

referencer

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi (Fjerde udgave, side 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Elektroner og kemisk binding. W. A. Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (N.D.). Atom-orbitaler og kvante numre. Hentet fra: quimitube.com
4. Skib C. R. (2016). Visualisering af elektronorbitaler. Hentet fra: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atomiske Orbitaler. Hentet fra: chemguide.co.uk
6. Quantum tales (26. august 2011). Atomic orbitals, en gymnasium ligger. Gendannet fra: cuentos-cuanticos.com