ORBITALE ATOMOWE: Z CZEGO SIĘ SKŁADAJĄ I RODZAJE - CHEMIA - 2026

W orbitali atomowych są te regiony atomu zdefiniowanej przez funkcję falowego dla elektronów. Funkcje falowe to wyrażenia matematyczne otrzymane z rozwiązania równania Schrödingera. Opisują one stan energetyczny jednego lub więcej elektronów w przestrzeni, a także prawdopodobieństwo ich znalezienia.

Ta fizyczna koncepcja, zastosowana przez chemików do zrozumienia wiązania i układu okresowego, traktuje elektron jako falę i cząstkę w tym samym czasie. Dlatego odrzuca się obraz Układu Słonecznego, w którym elektrony są planetami obracającymi się po orbitach wokół jądra lub Słońca.

Źródło: By haade, via Wikimedia Commons

Ta przestarzała wizualizacja przydaje się przy ilustrowaniu poziomów energetycznych atomu. Na przykład: okrąg otoczony koncentrycznymi pierścieniami reprezentującymi orbity i ich statyczne elektrony. W rzeczywistości jest to obraz, za pomocą którego atom zostaje przedstawiony dzieciom i młodzieży.

Jednak prawdziwa struktura atomowa jest zbyt złożona, aby mieć nawet jej zgrubny obraz.

Biorąc więc pod uwagę elektron jako cząstkę fali i rozwiązując równanie różniczkowe Schrödingera dla atomu wodoru (najprostszy układ ze wszystkich), otrzymano słynne liczby kwantowe.

Liczby te wskazują, że elektrony nie mogą zajmować żadnego miejsca w atomie, a jedynie te, które są zgodne z dyskretnym i skwantyzowanym poziomem energii. Matematyczne wyrażenie powyższego jest znane jako funkcja falowa.

W ten sposób z atomu wodoru oszacowano szereg stanów energetycznych, na które wpływają liczby kwantowe. Te stany energetyczne nazwano orbitaliami atomowymi.

Ale one opisywały tylko miejsce pobytu elektronu w atomie wodoru. Dla innych atomów, polielektroniki, począwszy od helu, dokonano przybliżenia orbity. Czemu? Ponieważ rozwiązanie równania Schrödingera dla atomów z dwoma lub więcej elektronami jest bardzo skomplikowane (nawet przy obecnej technologii).

Co to są orbitale atomowe?

Orbitale atomowe to funkcje falowe, które składają się z dwóch składowych: jednej radialnej i jednej kątowej. To wyrażenie matematyczne jest zapisane jako:

Ψ _nlml = R _NL (R) T _lml (θφ)

Chociaż na początku może się to wydawać skomplikowane, zwróć uwagę, że liczby kwantowe n, l i ml są oznaczone małymi literami. Oznacza to, że te trzy liczby opisują orbital. R _nl (r), lepiej znana jako funkcja radialna, zależy od nylu; gdy Y _lml (θφ), funkcja kątowe zależy li ml.

W równaniu matematycznym występują również zmienne r, odległość do jądra oraz θ i ϕ. Wynikiem całego tego zestawu równań jest fizyczna reprezentacja orbitali. Który? Ten widoczny na powyższym obrazku. Przedstawiono tam szereg orbitali, które zostaną wyjaśnione w następnych rozdziałach.

Ich kształty i projekty (nie kolory) pochodzą z wykresów funkcji falowych oraz ich składowych promieniowych i kątowych w przestrzeni.

Funkcja fali radialnej

Jak widać w równaniu, R _nl (r) zależy zarówno od ni l. Zatem funkcja fali radialnej jest opisana przez główny poziom energii i jego podpoziomy.

Gdyby można było sfotografować elektron niezależnie od jego kierunku, można by zaobserwować nieskończenie mały punkt. Następnie, robiąc miliony zdjęć, można byłoby szczegółowo określić, jak chmura punktów zmienia się w funkcji odległości do rdzenia.

W ten sposób można porównać gęstość chmury w oddali iw pobliżu rdzenia. Gdyby ta sama operacja została powtórzona, ale z innym poziomem energii lub podpoziomem, utworzyłaby się kolejna chmura otaczająca poprzednią. Pomiędzy nimi jest mała przestrzeń, w której elektron nigdy nie jest zlokalizowany; jest to tzw. węzeł promieniowy.

Ponadto w chmurach znajdują się regiony o wyższej i niższej gęstości elektronowej. W miarę jak stają się większe i dalej od jądra, mają więcej węzłów promieniowych; a ponadto odległość r, przy której elektron okrąża częściej i jest bardziej prawdopodobne, że zostanie znaleziony.

Funkcja fali kątowej

Ponownie, jest to znane w równaniu Y _lml (θφ) opisano głównie l liczb kwantowej ml. Tym razem bierze udział w magnetycznej liczbie kwantowej, dlatego określa się kierunek elektronu w przestrzeni; a kierunek ten można przedstawić na podstawie równań matematycznych obejmujących zmienne θ i ϕ.

Teraz nie przechodzimy do robienia zdjęć, ale do nagrania wideo ścieżki elektronu w atomie. W przeciwieństwie do poprzedniego eksperymentu nie wiadomo dokładnie, gdzie znajduje się elektron, ale dokąd zmierza.

Gdy elektron się porusza, opisuje bardziej zdefiniowaną chmurę; w rzeczywistości postać kulista lub taka z wypustkami, jak te widoczne na obrazku. Rodzaj figur i ich kierunek w przestrzeni są opisane przez l i ml.

W pobliżu jądra znajdują się regiony, w których elektron nie przechodzi, a postać znika. Takie regiony nazywane są węzłami narożnymi.

Na przykład, jeśli spojrzysz na pierwszy sferyczny orbital, szybko dojdziesz do wniosku, że jest on symetryczny we wszystkich kierunkach; nie jest tak jednak w przypadku innych orbitali, których kształty ujawniają puste przestrzenie. Można je zaobserwować na początku płaszczyzny kartezjańskiej oraz w wyimaginowanych płaszczyznach między płatami.

Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu i wiązania chemicznego

Źródło: By CK-12 Foundation (plik: High School Chemistry.pdf, strona 265), źródło Wikimedia Commons

Aby określić prawdziwe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu na orbicie, należy wziąć pod uwagę dwie funkcje: promieniową i kątową. Dlatego nie wystarczy przyjąć składową kątową, czyli zilustrowany kształt orbitali, ale także jak zmienia się ich gęstość elektronowa w zależności od odległości od jądra.

Jednakże, ponieważ kierunki (ml) odróżniają jeden orbital od drugiego, praktyczne (choć być może nie do końca poprawne) jest rozważenie tylko kształtu orbity. W ten sposób opis wiązania chemicznego tłumaczy się nakładaniem się tych rysunków.

Na przykład powyżej znajduje się obraz porównawczy trzech orbitali: 1s, 2s i 3s. Zwróć uwagę na jego węzły promieniowe w środku. Orbital 1s nie ma węzła, podczas gdy pozostałe dwa mają jeden i dwa węzły.

Rozważając wiązanie chemiczne, łatwiej jest pamiętać tylko o kulistym kształcie tych orbitali. W ten sposób orbital ns zbliża się do innego, az odległości r elektron utworzy wiązanie z elektronem sąsiedniego atomu. Stąd wyłania się kilku teoretyków (TEV i TOM), którzy wyjaśniają ten związek.

Jak są one symbolizowane?

Orbitale atomowe są wyraźnie symbolizowane jako: nl _ml .

Liczby kwantowe przyjmują wartości całkowite 0, 1, 2 itd., Ale aby symbolizować orbitale, pozostaje tylko wartość liczbowa n. Podczas gdy dla l cała liczba jest zastępowana odpowiednią literą (s, p, d, f); a dla ml - zmienną lub matematyczną formułę (z wyjątkiem ml = 0).

Na przykład dla orbitalu 1s: n = 1, s = 0 i ml = 0. To samo dotyczy wszystkich orbitali ns (2s, 3s, 4s itd.).

Aby symbolizować pozostałe orbitale, konieczne jest zajęcie się ich typami, z których każdy ma swój własny poziom energii i charakterystykę.

Rodzaje

Orbitale s

Liczby kwantowe l = 0 i ml = 0 (oprócz składowych promieniowych i kątowych) opisują orbital o kulistym kształcie. To ten, który stoi na czele piramidy orbitali pierwotnego obrazu. Ponadto, jak widać na obrazie węzłów promieniowych, można oczekiwać, że orbitale 4s, 5s i 6s mają trzy, cztery i pięć węzłów.

Charakteryzują się symetrią, a ich elektrony doświadczają bardziej efektywnego ładunku jądrowego. Dzieje się tak, ponieważ jego elektrony mogą penetrować wewnętrzne powłoki i unosić się bardzo blisko jądra, co wywiera na nie pozytywny wpływ.

Dlatego istnieje prawdopodobieństwo, że elektron 3s może przeniknąć orbital 2s i 1s, zbliżając się do jądra. Fakt ten wyjaśnia, dlaczego atom z orbitali sp hybrydowych jest bardziej elektroujemny (z tendencją do przyciągnięcia większej gęstości elektronowej z sąsiednich atomów) niż jeden z sp ³ hybrydyzacji .

Zatem elektrony na orbitali s są tymi, które najbardziej doświadczają ładunku jądra i są bardziej stabilne energetycznie. Razem wywierają efekt ekranujący na elektrony na innych podpoziomach lub orbitali; to znaczy, zmniejszają rzeczywisty ładunek jądrowy Z doświadczany przez najbardziej zewnętrzne elektrony.

Orbitale s

Źródło: David Manthey za pośrednictwem Wikipedii

Orbitale p mają liczby kwantowe l = 1 i wartości ml = -1, 0, +1. Oznacza to, że elektron na tych orbitali może przyjmować trzy kierunki, które są reprezentowane jako żółte hantle (zgodnie z powyższym obrazkiem).

Zwróć uwagę, że każdy hantel jest umieszczony wzdłuż kartezjańskiej osi x, y i z. Dlatego ten orbital p położony na osi x oznaczamy jako p _x ; ten na osi y, p _y ; a jeśli wskazuje prostopadle do płaszczyzny xy, to znaczy na osi z, to jest p _z .

Wszystkie orbitale są do siebie prostopadłe, to znaczy tworzą kąt 90º. Podobnie funkcja kątowa znika w jądrze (początek osi kartezjańskiej) i istnieje tylko prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w płatach (których gęstość elektronów zależy od funkcji radialnej).

Słaby efekt ekranowania

Elektrony na tych orbitalach nie mogą przenikać powłok wewnętrznych tak łatwo, jak orbitale s. Porównując ich kształty, orbitale p wydają się znajdować bliżej jądra; jednak elektrony ns znajdują się częściej wokół jądra.

Jakie są konsekwencje powyższego? Że elektron np. Doświadcza mniej efektywnego ładunku jądrowego. Co więcej, ta ostatnia jest dodatkowo zmniejszona przez efekt ekranujący orbitali s. To wyjaśnia, na przykład, dlaczego atom z orbitaliami hybrydowymi sp ³ jest mniej elektroujemny niż atom z orbitali sp ² lub sp.

Należy również zauważyć, że każdy hantel ma kątową płaszczyznę węzłową, ale nie ma węzłów promieniowych (tylko orbitale 2p). To znaczy, gdyby miał być pokrojony w plastry, wewnątrz nie byłoby warstw, jak w przypadku orbity 2s; ale począwszy od orbity 3p, zaczęłyby być obserwowane węzły promieniowe.

Te kątowe węzły są odpowiedzialne za najbardziej zewnętrzne elektrony, które mają słaby efekt ekranowania. Na przykład, elektrony 2s osłaniają te na orbitali 2p lepiej niż elektrony 2p osłaniają te na orbitalach 3s.

Px, Py i Pz

Ponieważ wartości ml wynoszą -1, 0 i +1, każda z nich przedstawia orbital Px, Py lub Pz. W sumie mogą pomieścić sześć elektronów (po dwa na każdy orbital). Fakt ten ma kluczowe znaczenie dla zrozumienia konfiguracji elektronicznej, układu okresowego i elementów składających się na tak zwany p-blok.

Orbitale d

Źródło: Hanilakkis0528, źródło Wikimedia Commons

Orbitale d mają wartości l = 2 i ml = -2, -1, 0, +1, +2. Dlatego istnieje pięć orbitali, które mogą pomieścić łącznie dziesięć elektronów. Pięć funkcji kątowych orbitali d przedstawiono na powyższym obrazku.

Pierwsze z nich, orbitale 3d, nie mają węzłów promieniowych, ale wszystkie inne, z wyjątkiem orbitalu d _z2 , mają dwie płaszczyzny węzłowe; nie płaszczyzny obrazu, ponieważ pokazują one tylko, w których osiach znajdują się pomarańczowe płatki o kształtach liści koniczyny. Dwie płaszczyzny węzłowe to te, które przecinają się prostopadle do szarej płaszczyzny.

Ich kształty sprawiają, że są one jeszcze mniej skuteczne w osłanianiu skutecznego ładunku jądrowego. Czemu? Ponieważ mają więcej węzłów, przez które jądro może przyciągać zewnętrzne elektrony.

Dlatego wszystkie orbitale d przyczyniają się do mniej wyraźnego wzrostu promieni atomowych z jednego poziomu energii na inny.

Orbitale f

Źródło: By Geek3, z Wikimedia Commons

Wreszcie orbitale f mają liczby kwantowe o wartościach l = 3 i ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Istnieje siedem orbitali f, co daje w sumie czternaście elektronów. Te orbitale stają się dostępne od okresu 6, powierzchownie oznaczonego jako 4f.

Każda z funkcji kątowych reprezentuje płaty o skomplikowanych kształtach i kilku płaszczyznach węzłowych. Dlatego jeszcze mniej osłaniają zewnętrzne elektrony, a to zjawisko wyjaśnia zjawisko znane jako skurcz lantanowców.

Z tego powodu w przypadku ciężkich atomów nie ma wyraźnych różnic w ich promieniach atomowych z jednego poziomu n do drugiego n + 1 (na przykład 6n do 7n). Do tej pory orbitale 5f są ostatnimi znalezionymi w naturalnych lub sztucznych atomach.

Mając to wszystko na uwadze, otwiera się przepaść między tak zwaną orbitą a orbitali. Chociaż tekstowo są podobne, w rzeczywistości są bardzo różne.

Koncepcja orbitalu atomowego i przybliżenie orbity umożliwiły wyjaśnienie wiązania chemicznego i tego, jak może w ten czy inny sposób wpływać na strukturę molekularną.

Bibliografia

1. Shiver & Atkins. (2008). Chemia nieorganiczna. (Wydanie czwarte, str. 13–8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Elektrony i wiązanie chemiczne. WA Benjamin, Inc. Nowy Jork.
3. Quimitube. (sf). Orbitale atomowe i liczby kwantowe. Odzyskany z: quimitube.com
4. Nave CR (2016). Wizualizacja orbitali elektronowych. Odzyskane z: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Orbitale atomowe. Źródło: chemguide.co.uk
6. Opowieści kwantowe. (26 sierpnia 2011). Orbitale atomowe, licealne kłamstwo. Odzyskany z: cuentos-cuanticos.com