Атомните орбитали в това, което се състоят, как те се символизират и типове

на атомни орбитали са тези области на атома, дефинирани от вълнова функция за електрони. Вълновите функции са математически изрази, получени от резолюцията на уравнението на Шрьодингер. Те описват енергийното състояние на един или повече електрони в пространството, както и вероятността за намирането му.

Тази физическа концепция, приложена от химиците за разбирането на връзката и на периодичната таблица, разглежда електрона като вълна и частица едновременно. Следователно, изображението на Слънчевата система се изхвърля, където електроните са планети, които се въртят в орбитите около ядрото или слънцето..

Тази остаряла визуализация е практична, когато се илюстрират енергийните нива на атома. Например: кръг, заобиколен от концентрични пръстени, представляващи орбитите, и техните статични електрони. Всъщност, това е образът, с който атомът се представя на децата и младите хора.

Истинската атомна структура обаче е твърде сложна, за да има дори приблизителна представа за нея.

Имайки след електрона като вълна частици, и решаване на диференциално уравнение на Шрьодингер за водороден атом, (най-простият от всички система), получени известните квантовата номера.

Тези цифри показват, че електроните не могат да заемат никакво място от атома, а само тези, които се подчиняват на ниво дискретно и квантувано енергично ниво. Математическият израз на горното е известен като вълнова функция.

Така от водородния атом се оценява серия от енергийни състояния, управлявани от квантовите числа. Тези енергийни състояния са наречени атомни орбитали.

Но те описват само местонахождението на електрона в водороден атом. За други атоми, полиелектрониката, от хелий нататък, е направено орбитално сближаване. Защо? Защото разделителната способност на уравнението на Шрьодингер за атоми с два или повече електрона е много сложна (дори и при текущата технология).

индекс

• 1 Какви са атомните орбитали?
  • 1.1 Радиална вълнова функция
  • 1.2 Функция на ъгловите вълни
  • 1.3 Вероятност за намиране на електрон и химична връзка
• 2 Как те се символизират?
• 3 вида
  • 3.1 Орбитали
  • 3.2 Орбитали стр
  • 3.3 Орбитали d
  • 3.4 Орбитали
• 4 Препратки

Какви са атомните орбитали?

Атомните орбитали са вълнови функции, които се състоят от два компонента: радиален и ъглов. Този математически израз се записва като:

Ψ_NLML = R_NL(r) · Y_ЛЛМ(Θφ)

Въпреки че в началото може да изглежда сложно, имайте предвид, че квантовите числа п, л и мл Те са обозначени с малки букви. Това означава, че тези три числа описват орбитата. R_NL(r), по-известен като радиална функция, зависи от п и л; докато Y_ЛЛМ(θφ), ъгловата функция зависи от л и мл.

В математическото уравнение има и променливи r, разстояние до ядрото, θ и φ. Резултатът от всички тези уравнения е физическото представяне на орбиталите. Какво? Това, което се вижда на изображението по-горе. Има редица орбитали, които ще бъдат обяснени в следващите раздели.

Неговите форми и дизайн (а не цветове) идват от начертаването в пространството на вълновите функции и техните радиални и ъглови компоненти.

Радиална вълнова функция

Както се вижда от уравнението, R_NL(r) зависи толкова много от това п към л. След това радиалната вълнова функция се описва от основното енергийно ниво и неговите поднива.

Ако може да се направи снимка на електрона, без да се вземе предвид неговата посока, може да се наблюдава безкрайно малка точка. След това, като вземете милиони снимки, можете да уточните как се променя облакът от точки въз основа на разстоянието до ядрото.

По този начин плътността на облака може да се сравни в разстоянията и близостта на ядрото. Ако една и съща операция се повтори, но с друго енергийно ниво или подниво, ще се образува друг облак, който ще обхване предишното. Между двете има малко пространство, където електронът никога не е разположен; това е, което е известно като радиален възел.

Също така в облаците има райони с по-висока и по-ниска електронна плътност. Тъй като те стават по-големи и се движат по-далеч от ядрото, те имат повече радиални възли; а също и разстояние R където електронът обикаля по-често и е по-вероятно да го намери.

Ъглово-вълнова функция

От уравнението е известно, че Y_ЛЛМ(θφ) се описва главно чрез квантови числа л и мл. Този път тя участва в магнитното квантово число, следователно се определя посоката на електрона в пространството; и този адрес може да бъде начертан от математическите уравнения, които включват променливите θ и φ.

Сега, ние не продължаваме да правим снимки, а да записваме видео на пътя на електрона в атома. За разлика от предишния експеримент, не е известно къде точно се намира електрона, но къде отива.

Когато се движи, електронът описва по-дефиниран облак; в действителност, сферична форма, или една с дялове, като тези, които се виждат на изображението. Видът на фигурите и тяхната посока в пространството са описани с л и мл.

Има области, близо до ядрото, където електронът не преминава и фигурата изчезва. Такива региони са известни като ъглови възли.

Например, ако се наблюдава първата сферична орбитала, бързо се прави заключение, че тя е симетрична във всички посоки; Това обаче не е случаят с другите орбитали, чиито форми разкриват празни пространства. Те могат да бъдат наблюдавани в началото на декартовата равнина и във въображаемите равнини между лобите.

Вероятност за намиране на електрон и химична връзка

За да се определи вярно вероятността да бъде открит електрон орбитален, трябва да се разглеждат тези две функции: радиални и ъглови. Ето защо, не е достатъчно да се приеме, ъгловият компонент, т.е., както е показано орбитали, но също така и как се променя неговата електронна плътност в сравнение с основната разстояние.

Въпреки това, тъй като адресите (мл) разграничи една орбита от друга, практично (макар и не съвсем правилно) да се разгледа само формата на нея. По този начин описанието на химичната връзка се обяснява с припокриването на тези цифри.

Например, сравнително изображение на три орбитали е показано по-горе: 1s, 2s и 3s. Обърнете внимание на радиалните му възли вътре. 1s орбиталата няма възел, а другите две имат един и два възела.

Когато се разглежда химическа връзка, е по-лесно да се има предвид само сферичната форма на тези орбитали. По този начин родната орбитала се приближава към друга и от разстояние R, електронът ще образува връзка с електрона на съседния атом. От тук възникват няколко теоретични (TEV и TOM), които обясняват тази връзка.

Как те се символизират?

Атомните орбитали, изрично, се символизират като: NL_мл.

Квантовите числа вземат цели стойности 0, 1, 2 и т.н., но да символизират орбиталите само за нея п цифрова стойност Докато за л, цялото число се заменя със съответната буква (s, p, d, f); и за мл, променлива или математическа формула (с изключение на мл= 0).

Например, за орбита 1s: п= 1, s = 0, и мл= 0 Същото се отнася за всички ns орбитали (2s, 3s, 4s и т.н.).

За да символизираме останалите орбитали, е необходимо да се обърнем към техните видове, всеки с енергийни нива и свои собствени характеристики.

тип

ите орбитали

Квантовите числа л= 0, и мл= 0 (в допълнение към тяхната радиална и ъглови елементи) описват орбитален сферична форма. Това е, което оглавява пирамидални орбитите на първоначалното изображение. Също така, както се вижда в образа на радиални възли, може да се очаква да 4S, 5S и 6s орбитали имат три, четири и пет възли.

Те се характеризират със симетричност и електроните им изпитват по-голям ефективен ядрен заряд. Това е така, защото техните електрони могат да проникнат във вътрешните слоеве и да се придвижат много близо до ядрото, което оказва положително привличане към тях.

Следователно, има вероятност, че един електрон може да проникне на 3s орбитални 1-ци и 2s, доближавайки ядрото. Това обяснява защо атом с SP хибридни орбитали е по-електроотрицателна (повече тенденция да привлече електронната плътност на съседни атоми), който хибридизира SP³.

Така електроните на орбиталите са онези, които най-много изпитват заряда на ядрото и са енергийно по-стабилни. Заедно те упражняват защитен ефект върху електроните на други поднива или орбитали; това означава, че намаляват реалния ядрен заряд Z, изпитван от най-външните електрони.

Орбитали с

П орбиталите притежават квантовите числа л= 1, и със стойности на мл= -1, 0, +1. Това означава, че електрон в тези орбитали може да отнеме три посоки, които са представени като жълти гири (според изображението по-горе).

Имайте предвид, че всяка дъмбел е разположена по една декартова ос х, и и Z. Следователно, тази орбитална p, разположена на оста х, е обозначена като р_х; тази на у-ос, p_и; и ако тя сочи перпендикулярно на равнината xy, т.е. на ос z, тогава тя е p_Z.

Всички орбитали са перпендикулярни една на друга, т.е. те образуват ъгъл от 90 °. Също така, ъгловата функцията изчезва в ядрото (произхода на декартовата ос), и има само възможността за намиране на електрони в листа (с електронна плътност зависи от радиалната функция).

Лош ефект на екраниране

Електроните на тези орбитали не могат да проникнат вътрешни слоеве със същата лекота като тази на орбиталите. Сравнявайки техните форми, р орбиталите изглеждат по-близо до ядрото; обаче, ns електрони се намират най-често около ядрото.

Какво е следствие от горното? Това, че един NP електрон изпитва по-нисък ефективен ядрен заряд. В допълнение, последното допълнително се намалява от скрининг ефекта на s орбиталите. Това обяснява например защо един атом с хибридна орбитална sp³ тя е по-малко електроотрицателна от тази с sp орбитали² или sp.

Важно е също така да се отбележи, че всяка дъмбел има ъглова нодална равнина, но не и радиален възел (2р орбитали нищо друго). Това означава, че ако е бил нарязан, вътре в него няма да има слоеве като с орбитата 2s; но от орбитата 3р нататък ще започнат да се наблюдават радиални възли.

Тези ъглови възли са отговорни за факта, че най-външните електрони изпитват слаб екраниращ ефект. Например, 2s електрони защитават тези от 2р орбитали в по-голяма степен от 2р електрони до тези на 3s орбитали.

Px, Py и Pz

От стойностите на мл А1 са -1, 0 и +1, като всеки един представлява Px, Py или Pz орбитала. Като цяло, те могат да приемат шест електрона (два за всяка орбита). Този факт е от решаващо значение за разбирането на електронната конфигурация, периодичната таблица и елементите, които съставляват т.нар. Блок p.

г орбитали

D орбиталите имат стойности на л= 2, и мл= -2, -1, 0, +1, +2. Следователно има пет орбитали, способни да държат общо десет електрона. Петте ъглови функции на d орбиталите са представени на изображението по-горе.

Първите, 3d орбиталите, нямат радиални възли, а всички останали, с изключение на орбитала d_z2, имат две възлови равнини; не на равнините на изображението, защото те само показват в кои оси оранжевите дялове са поставени с форми на листа от детелина. Двете нодални равнини са тези, които се разделят перпендикулярно на сивата равнина.

Техните форми ги правят още по-малко ефективни в защитата на ефективното ядрено натоварване. Защо? Защото те имат повече възли, чрез които ядрото може да привлече външни електрони.

Следователно всички d орбитали допринасят за увеличаването на атомните радиуси, които са по-слабо изразени от едно енергийно ниво към друго.

F орбитали

Накрая, f-орбиталите имат квантово число със стойности на л= 3, и мл= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Има седем f орбитали, за общо четиринадесет електрона. Тези орбитали започват да се предлагат от период 6, символизиран повърхностно като 4f.

Всяка от ъгловите функции представлява дялове с сложни форми и няколко възлови равнини. Затова те защитават още по-малко външните електрони и това явление обяснява това, което е известно свиване на лантанидите.

Поради тази причина за тежките атоми няма изразено изменение на техните атомни радиуси на ниво п на друг n + 1 (Например 6n до 7n). Към днешна дата 5f орбиталите са последните, открити в естествени или изкуствени атоми.

Имайки предвид всичко това, една пропаст се отваря между това, което е известно като орбита и орбиталите. Макар и дословно да са подобни, в действителност те са много различни.

Концепцията за атомната орбитална и орбиталния подход позволиха обяснения за химичната връзка и как това може по един или друг начин да повлияе на молекулярната структура..

препратки

1. Shiver & Atkins. (2008 г.). Неорганична химия (Четвърто издание, стр. 13-8). Mc Graw Hill.
2. Хари Б. Грей. (1965). Електрони и химическо свързване. W. A. Бенджамин, Инк. Ню Йорк.
3. Quimitube. (Н.О.). Атомни орбитали и квантови числа. Изтеглено от: quimitube.com
4. Кораб С. Р. (2016). Визуализиране на електронни орбитали. Изтеглено от: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Атомни орбитали. Възстановен от: chemguide.co.uk
6. Квантовите приказки (26 август 2011 г.). Атомни орбитали, лъжа в гимназията. Възстановен от: cuentos-cuanticos.com