Atomové orbitály v čem se skládají, jak jsou symbolizovány a typy

atomové orbitály jsou to oblasti atomu definované vlnovou funkcí pro elektrony. Vlnové funkce jsou matematické výrazy získané z rozlišení Schrödingerovy rovnice. Ty popisují energetický stav jednoho nebo více elektronů v prostoru, stejně jako pravděpodobnost jeho nalezení.

Tento fyzikální koncept, aplikovaný chemiky pro pochopení odkazu a periodické tabulky, považuje elektron za vlnu a částici současně. Proto je obraz sluneční soustavy vyřazen, kde elektrony jsou planety rotující v oběžných drahách kolem jádra nebo slunce.

Tato zastaralá vizualizace je praktická, když ilustruje energetické hladiny atomu. Například: kruh obklopený soustřednými kruhy reprezentovat orbity a jejich statické elektrony. Ve skutečnosti je to obraz, kterým je atom zaveden dětem a mladým lidem.

Pravá atomová struktura je však příliš složitá na to, aby měla dokonce přibližný obraz.

Když vezmeme v úvahu elektron jako vlnovou částici a řešení Schrödingerovy diferenciální rovnice pro atom vodíku (nejjednodušší systém všech), byla získána známá kvantová čísla.

Tato čísla ukazují, že elektrony nemohou zabírat žádné místo atomu, ale pouze ty, které poslouchají úroveň diskrétní a kvantované energie. Matematické vyjádření výše uvedeného je známo jako vlnová funkce.

Z atomu vodíku byla tedy odhadnuta řada energetických stavů řízených kvantovými čísly. Tyto energetické stavy byly pojmenovány atomové orbitály.

Ale tyto popsaly pouze místo pobytu elektronu v atomu vodíku. Pro jiné atomy, polyelectronics, od hélia kupředu, orbital aproximace byla dělána. Proč? Vzhledem k tomu, že rozlišení Schrödingerovy rovnice pro atomy se dvěma nebo více elektrony je velmi složité (i při současné technologii).

Index

• 1 Co jsou atomové orbitály?
  • 1.1 Funkce radiální vlny
  • 1.2 Funkce úhlové vlny
  • 1.3 Pravděpodobnost nalezení elektronové a chemické vazby
• 2 Jak jsou symbolizovány?
• 3 Typy
  • 3.1 Orbitály
  • 3.2 Orbitály str
  • 3.3 Orbitály d
  • 3.4 Orbitály
• 4 Odkazy

Co jsou atomové orbitály?

Atomové orbitály jsou vlnové funkce, které se skládají ze dvou složek: radiální a úhlové. Tento matematický výraz je psán jako:

Ψ_nlml = R_nl(r) · Y_lml(θφ)

I když se to na první pohled může zdát komplikované, všimněte si, že kvantová čísla n, Já a ml Jsou označeny malými písmeny. To znamená, že tato tři čísla popisují orbitál. R_nl(r), lépe známý jako radiální funkce, závisí na n a Já; zatímco Y_lml(θφ), úhlová funkce závisí na Já a ml.

V matematické rovnici jsou také proměnné r, vzdálenost k jádru a θ a φ. Výsledkem tohoto souboru rovnic je fyzické znázornění orbitálů. Co? Ten, který vidíte na obrázku výše. Existuje řada orbitálů, které budou vysvětleny v následujících částech.

Její tvary a provedení (ne barvy) pocházejí z vykreslování vlnových funkcí a jejich radiálních a úhlových komponent v prostoru.

Funkce radiální vlny

Jak je vidět v rovnici, R_nl(r) to záleží tolik na n od Já. Potom je funkce radiální vlny popsána hlavní úrovní energie a její dílčí úrovně.

Pokud by bylo možné pořídit fotografii z elektronu, aniž by byl vzat v úvahu jeho směr, mohl by být pozorován nekonečně malý bod. Poté, co si vezmete miliony fotografií, můžete podrobně popsat, jak se bodový mrak mění na základě vzdálenosti od jádra.

Tímto způsobem může být hustota oblaku porovnána ve vzdálenosti a blízkosti jádra. Pokud by se stejná operace opakovala, ale s jinou úrovní energie nebo podúrovní, vytvořil by se další oblak, který by uzavřel předchozí. Mezi nimi je malý prostor, kde se elektron nikdy nenachází; to je to, co je známo jako radiální uzel.

Také v oblacích jsou oblasti s vyšší a nižší elektronickou hustotou. Jak oni se zvětší a pohybují se dál od jádra, oni mají více radiální uzly; a také na dálku r kde elektron jde častěji a je pravděpodobnější, že ho najde.

Funkce úhlové vlny

Z rovnice je opět známo, že Y_lml(θφ) je popsán hlavně kvantovými čísly Já a ml. Tentokrát se účastní magnetického kvantového čísla, proto je definován směr elektronu v prostoru; a tato adresa může být vynesena z matematických rovnic, které zahrnují proměnné θ a φ.

Nyní neprovádíme fotografování, ale zaznamenáváme video z dráhy elektronu v atomu. Na rozdíl od předchozího experimentu není známo, kde přesně je elektron, ale kam jde.

Při pohybu elektron popisuje více definovaný mrak; ve skutečnosti, sférický tvar, nebo jeden s laloky, jako ti viděný v obraze. Typ číslic a jejich směr v prostoru jsou popsány v Já a ml.

Tam jsou oblasti, blízko k jádru, kde elektron nepřechází a číslo zmizí. Takové oblasti jsou známy jako úhlové uzly.

Například, jestliže první sférický orbitál je pozorován, to je rychle došel k závěru, že je symetrický ve všech směrech; Nicméně, toto není případ s jinými orbitals, jehož tvary odhalí prázdná místa. Ty lze pozorovat na počátku kartézské roviny a v imaginárních rovinách mezi laloky.

Pravděpodobnost nalezení elektronové a chemické vazby

Pro určení skutečné pravděpodobnosti nalezení elektronu v orbitálu je třeba vzít v úvahu obě funkce: radiální a úhlové. Nestačí tedy předpokládat, že úhlová složka, tj. Ilustrovaná forma orbitálů, ale také jak se mění její elektronická hustota s ohledem na vzdálenost jádra..

Protože adresy (ml) rozlišovat jeden orbitál od druhého, je praktické (i když možná ne zcela správné) uvažovat pouze jeho tvar. Tímto způsobem je popis chemické vazby vysvětlen překrytím těchto obrázků.

Například, srovnávací obraz tří orbitals je ukazován nahoře: 1s, 2s a 3s. Všimněte si jeho radiálních uzlů uvnitř. Orbitál 1s postrádá uzel, zatímco další dva mají jeden a dva uzly.

Při zvažování chemické vazby je snazší mít na paměti pouze sférický tvar těchto orbitálů. Tímto způsobem se oběžná dráha ns přiblíží k jinému a na dálku r, elektron vytvoří vazbu s elektronem sousedního atomu. Odtud vzniká několik teoretických (TEV a TOM), které tento odkaz vysvětlují.

Jak jsou symbolizovány?

Atomové orbitály jsou explicitně symbolizovány jako: nl_ml.

Kvantová čísla berou celé hodnoty 0, 1, 2, atd., Ale symbolizovat orbitály pouze to, co je ponecháno n číselnou hodnotu Zatímco pro Já, celé číslo je nahrazeno odpovídajícím písmenem (s, p, d, f); a pro ml, variabilní nebo matematický vzorec (s výjimkou ml= 0).

Například pro oběžnou dráhu 1s: n= 1, s = 0 a ml= 0 Totéž platí pro všechny ns orbitály (2s, 3s, 4s atd.).

Abychom symbolizovali zbytek orbitálů, je třeba se zabývat jejich typy, každou s hladinou energie a vlastními charakteristikami.

Typy

Orbitály

Kvantová čísla Já= 0, a ml= 0 (kromě jeho radiálních a úhlových komponent) popisují orbitál s kulovým tvarem. To je ten, který vede pyramidu orbitálů počátečního obrazu. Také, jak viděný v obraze radiálních uzlů, to může být očekával, že 4s, 5s a 6s orbitals mají tři, čtyři a pět uzlů..

Oni jsou charakterizováni tím, že je symetrický a jejich elektrony zažijí větší efektivní jaderný náboj. Je to proto, že jejich elektrony mohou pronikat vnitřními vrstvami a vznášet se velmi blízko jádra, které na ně působí pozitivně..

Existuje tedy pravděpodobnost, že 3s elektron může proniknout do orbitálu 2s a 1s, blížící se k jádru. Tato skutečnost vysvětluje, proč je atom s sp hybridními orbitály více elektronegativní (s větší tendencí přitahovat elektronickou hustotu sousedních atomů) než sp sp hybridizace.³.

Elektrony orbitálů jsou tedy ty, které nejvíce prožívají náboj jádra a jsou energeticky stabilnější. Společně mají stínící účinek na elektrony jiných podúrovní nebo orbitálů; to znamená, že zmenšují skutečný jaderný náboj Z, který zažívají nejvíce externí elektrony.

Orbitály p

P orbitály mají kvantová čísla Já= 1, as hodnotami ml= -1, 0, +1. To znamená, že elektron v těchto orbitálech může mít tři směry, které jsou reprezentovány jako žluté činky (podle obrázku výše).

Všimněte si, že každá činka je umístěna podél kartézské osy x, a a z. Proto, že orbitál p umístěný na ose x, je označován jako p_x; jeden na ose y, str_a; a pokud ukazuje kolmo na rovinu xy, tj. na ose z, pak je to p_z.

Všechny orbitály jsou vzájemně kolmé, tj. Tvoří úhel 90 °. Také, funkce úhlu zmizí v jádru (původ kartézské osy), a tam je jen pravděpodobnost nálezu elektron uvnitř lalůčků (jehož hustota elektronů závisí na radiální funkci) \ t.

Špatný stínící efekt

Elektrony těchto orbitálů nemohou proniknout vnitřními vrstvami se stejnou lehkostí jako s orbitály. Srovnávat jejich formy, p orbitals vypadat, že je blíže k jádru; nicméně, elektrony ns se nalézají nejvíce často kolem jádra.

Jaký je důsledek výše uvedeného? Že NP elektron zažívá nižší efektivní jaderný náboj. A navíc je tento efekt dále omezen screeningovým efektem orbitálů. To vysvětluje například, proč atom s hybridním orbitalem sp³ to je méně electronegative než to s sp orbitals² nebo sp.

Je také důležité poznamenat, že každá činka má úhlovou nodální rovinu, ale žádný radiální uzel (2p orbitály nic jiného). To znamená, že kdyby byly rozřezané, uvnitř by nebyly vrstvy jako s orbitálem 2s; ale od 3p orbitálu kupředu, radiální uzly by začaly být pozorován.

Tyto úhlové uzly jsou zodpovědné za skutečnost, že nejvzdálenější elektrony mají slabý stínící efekt. Například, 2s elektrony chrání ty 2p orbitals k větší míře než 2p elektrony k těm 3s orbitals.

Px, Py a Pz

Od hodnot ml jsou -1, 0 a +1, z nichž každá představuje Px, Py nebo Pz orbitál. Celkem mohou pojmout šest elektronů (dva pro každý orbitál). Tato skutečnost má zásadní význam pro pochopení elektronické konfigurace, periodické tabulky a prvků, které tvoří tzv. Blok p.

Orbitály

D orbitály mají hodnoty Já= 2, a ml= -2, -1, 0, +1, +2. Existuje tedy pět orbitálů schopných pojmout celkem deset elektronů. Na obrázku je znázorněno pět úhlových funkcí d orbitálů.

První, 3d orbitály, postrádají radiální uzly, ale všechny ostatní, kromě orbitálu d_z2, mají dvě uzlové roviny; ne roviny obrazu, protože tyto pouze ukazují, ve kterých osách jsou oranžové laloky umístěny s formami listů jetele. Tyto dvě uzlové roviny jsou ty, které se dělí kolmo k šedé rovině.

Jejich formy je činí ještě méně účinnými při stínění účinné jaderné zátěže. Proč? Protože mají více uzlů, kterými jádro může přitahovat externí elektrony.

Proto všechny d orbitály přispívají ke zvýšení atomových poloměrů, které jsou méně výrazné z jedné energetické úrovně na druhou.

Orbitály

Konečně, f orbitals mají kvantové číslo s hodnotami Já= 3, a ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Tam je sedm f orbitals, pro úhrn čtrnáct elektronů. Tyto orbitály začnou být dostupné od období 6, symbolizovány povrchně jako 4f.

Každá z úhlových funkcí představuje laloky se složitými tvary a několika uzlovými rovinami. Proto chrání ještě méně vnější elektrony a tento jev vysvětluje, co je známo jako kontrakce lanthanidu.

Z tohoto důvodu pro těžké atomy neexistuje výrazná změna jejich atomových poloměrů úrovně n jiné n + 1 (Například 6n až 7n). Do dnešního dne je 5f orbitálů poslední nalezených v přírodních nebo umělých atomech.

S tímto vědomím se otevírá propast mezi tím, co je známé jako orbita a orbitály. I když jsou doslovně podobné, ve skutečnosti jsou velmi odlišné.

Pojem atomový orbitál a orbitální přístup umožnily vysvětlení chemické vazby a jak to může nějakým způsobem ovlivnit molekulární strukturu..

Odkazy

1. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chemie (Čtvrté vydání, strana 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Grey. (1965). Elektrony a chemické vazby. W.A. Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube (s.f.). Atomové orbitály a kvantová čísla. Zdroj: quimitube.com
4. Loď C. R. (2016). Vizualizace elektronových orbitálů. Zdroj: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atomové orbitály. Zdroj: chemguide.co.uk
6. Kvantové příběhy (26. srpna 2011). Atomové orbity, střední škola leží. Obnoveno z: cuentos-cuanticos.com