ATOMOVÉ ORBITALY: Z ČEHO SE SKLÁDAJÍ A JAKÉ TYPY - CHEMIE - 2025

Tyto atomové orbitaly jsou ty oblasti atomu definovanou vlnovou funkcí pro elektrony. Vlnové funkce jsou matematické výrazy získané z řešení Schrödingerovy rovnice. Popisují energetický stav jednoho nebo více elektronů ve vesmíru a pravděpodobnost jeho nalezení.

Tato fyzikální koncepce, kterou chemici používají k pochopení vazby a periodické tabulky, považuje elektron za vlnu a částici současně. Proto je obraz sluneční soustavy, kde jsou elektrony planety rotující na oběžné dráze kolem jádra nebo slunce, vyloučen.

Zdroj: Haade, prostřednictvím Wikimedia Commons

Tato zastaralá vizualizace se hodí, když ilustruje energetické hladiny atomu. Například: kruh obklopený soustřednými kruhy představující orbity a jejich statické elektrony. Ve skutečnosti se jedná o obraz, pomocí kterého je atom představen dětem a mladým lidem.

Skutečná atomová struktura je však příliš složitá na to, aby ji měla i hrubý obraz.

Vzhledem k tomu, že elektron jako vlnová částice a řešení Schrödingerovy diferenciální rovnice pro atom vodíku (nejjednodušší systém ze všech), byla získána slavná kvantová čísla.

Tato čísla ukazují, že elektrony nemohou obsadit žádné místo v atomu, ale pouze ty, které poslouchají diskrétní a kvantovanou úroveň energie. Matematický výraz výše je známý jako vlnová funkce.

Od atomu vodíku tak byla odhadnuta řada energetických stavů řízených kvantovými čísly. Tyto energetické stavy se nazývaly atomové orbitaly.

Ty však popisovaly pouze místo pobytu elektronu v atomu vodíku. Pro jiné atomy, polyelektroniku, byla od helia dále provedena orbitální aproximace. Proč? Protože řešení Schrödingerovy rovnice pro atomy se dvěma nebo více elektrony je velmi komplikované (i při současné technologii).

Co jsou atomové orbitaly?

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

Ψ _nlml = R _nl (r) Y _LML (θφ)

I když se to může zpočátku zdát komplikované, všimněte si, že kvantová čísla n, l a ml jsou označena malými písmeny. To znamená, že tato tři čísla popisují orbitální. R _nl (r), známý jako radiální funkce závisí na onyl; zatímco Y _LML (θφ), úhlové funkce, závisí na tom, l a ml.

V matematické rovnici jsou také proměnné r, vzdálenost k jádru a θ a ϕ. Výsledkem celé této soustavy rovnic je fyzické znázornění orbitálů. Který? Ten, který vidíte na obrázku výše. Je zde uvedena řada orbitálů, které budou vysvětleny v následujících částech.

Jejich tvary a vzory (nikoli barvy) pocházejí z grafických vlnových funkcí a jejich radiálních a úhlových složek v prostoru.

Funkce radiální vlny

Jak je vidět v rovnici, _Rnl (r) závisí na obou n. Funkce radiální vlny je tedy popsána hlavní energetickou úrovní a jejími úrovněmi.

Pokud by se elektron mohl fotografovat bez ohledu na jeho směr, bylo by možné pozorovat nekonečně malý bod. Poté, pořízením milionů fotografií, by mohlo být podrobně popsáno, jak se mrak mračen mění v závislosti na vzdálenosti od jádra.

Tímto způsobem lze porovnat hustotu mraku ve vzdálenosti a blízko jádra. Pokud by se stejná operace opakovala, ale s jinou úrovní energie nebo podúrovní, vytvořil by se další oblak, který uzavře předchozí. Mezi nimi je malý prostor, kde se elektron nikdy nenachází; toto je známé jako radiální uzel.

V oblacích jsou také oblasti s vyšší a nižší elektronovou hustotou. Jak oni se zvětší a dále od jádra, oni mají více radiálních uzlů; a dále, vzdálenost r, kde elektron obíhá častěji a je pravděpodobnější, že bude nalezen.

Funkce úhlové vlny

Opět platí, že je známo z rovnice, která Y _LML (θφ) je popsána především kvantových čísel l a ml. Tentokrát se podílí na magnetickém kvantovém čísle, proto je definován směr elektronu v prostoru; a tento směr lze graficky znázornit z matematických rovnic zahrnujících proměnné 9 a ϕ.

Nyní nepřistupujeme k fotografování, ale k záznamu videa trajektorie elektronu v atomu. Na rozdíl od předchozího experimentu není přesně známo, kde je elektron, ale kam směřuje.

Jak se elektron pohybuje, popisuje přesněji definovaný mrak; ve skutečnosti kulová postava nebo postava s laloky, jako jsou ty, které jsou vidět na obrázku. Typ postav a jejich směr v prostoru jsou označeny 1 a ml.

V blízkosti jádra jsou oblasti, kde elektron nepřechází a číslo zmizí. Tyto oblasti jsou známé jako rohové uzly.

Například, když se podíváte na první sférický orbitál, rychle zjistíte, že je symetrický ve všech směrech; to však neplatí u ostatních orbitálů, jejichž tvary odhalují prázdné mezery. Lze je pozorovat na počátku karteziánské roviny a ve imaginárních rovinách mezi laloky.

Pravděpodobnost nalezení elektronové a chemické vazby

Zdroj: Od CK-12 Foundation (Soubor: High School Chemistry.pdf, strana 265), prostřednictvím Wikimedia Commons

Pro určení skutečné pravděpodobnosti nalezení elektronu v orbitalu je třeba zvážit dvě funkce: radiální a úhlové. Nestačí tedy předpokládat, že úhlová složka, tj. Ilustrovaný tvar orbitálů, ale také to, jak se jejich elektronová hustota mění s ohledem na vzdálenost od jádra.

Protože však směry (ml) odlišují jeden orbitál od druhého, je praktické (i když možná ne zcela správné) uvažovat pouze o tvaru orbitálu. Tímto způsobem je popis chemické vazby vysvětlen překrýváním těchto obrázků.

Například výše je srovnávací obrázek tří orbitálů: 1s, 2s a 3s. Všimněte si jeho radiálních uzlů uvnitř. Orbitál 1s nemá žádný uzel, zatímco ostatní dva mají jeden a dva uzly.

Při zvažování chemické vazby je jednodušší mít na paměti pouze sférický tvar těchto orbitálů. Tímto způsobem se orbitální ns přiblíží k dalšímu a ve vzdálenosti r vytvoří elektron svazek s elektronem sousedního atomu. Odtud pochází několik teoretiků (TEV a TOM), které vysvětlují tento odkaz.

Jak jsou symbolizovány?

Atomové orbitaly jsou výslovně symbolizovány jako: nl _ml.

Kvantová čísla nabývají celočíselných hodnot 0, 1, 2 atd., Ale pro symbolizaci orbitálů je ponechána pouze numerická hodnota n. Zatímco pro l je celé číslo nahrazeno odpovídajícím písmenem (s, p, d, f); a pro ml proměnný nebo matematický vzorec (kromě ml = 0).

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

Abychom symbolizovali zbytek orbitálů, je třeba se zabývat jejich typy, každý s vlastní úrovní energie a charakteristikami.

Typy

Orbitaly s

Kvantová čísla l = 0 a ml = 0 (kromě jejich radiálních a úhlových složek) popisují orbitál s kulovým tvarem. Toto je ten, kdo vede pyramidu orbitálů původního obrazu. Jak je vidět na obrázku radiálních uzlů, lze také očekávat, že orbitaly 4s, 5s a 6s mají tři, čtyři a pět uzlů.

Vyznačují se symetrií a jejich elektrony zažívají účinnější jaderný náboj. Je to proto, že jeho elektrony mohou pronikat do vnitřních obalů a vznášet se velmi blízko jádra, což na ně působí pozitivní přitažlivost.

Proto existuje pravděpodobnost, že 3s elektron může proniknout na orbitál 2s a 1s a přiblížit se k jádru. Tato skutečnost vysvětluje, proč atom s sp hybridních orbitalů je elektronegativní (s větší tendenci přitahovat elektronickou hustotu od svých sousedních atomů), než jeden s sp ³ hybridizací.

Elektrony v orbitálech jsou tedy ty, které nejvíce zažívají náboj jádra a jsou energeticky stabilnější. Společně uplatňují stínící účinek na elektrony v jiných podúrovních nebo orbitálech; to znamená, že snižují skutečný jaderný náboj Z, který zažívají nejvzdálenější elektrony.

Orbitaly

Zdroj: David Manthey prostřednictvím Wikipedie

Orbitaly mají kvantová čísla l = 1 a s hodnotami ml = -1, 0, +1. To znamená, že elektron v těchto orbitálech může mít tři směry, které jsou znázorněny jako žluté činky (podle obrázku výše).

Všimněte si, že každá činka je umístěna podél kartézské osy x, y a z. Proto je orbitál umístěný na ose x označován jako p _x; ten na ose y, p _y; a pokud ukazuje kolmo k rovině xy, tj. na ose z, pak je to p _z.

Všechny orbity jsou vzájemně kolmé, to znamená, že tvoří úhel 90 °. Rovněž úhlová funkce v jádru zmizí (původ karteziánské osy) a existuje pouze pravděpodobnost nalezení elektronu uvnitř laloků (jejichž elektronová hustota závisí na radiální funkci).

Špatný efekt stínění

Elektrony v těchto orbitálech nemohou proniknout do vnitřních obalů stejně snadno jako orbitaly. Když porovnáme jejich tvary, zdá se, že orbitaly jsou blíže k jádru; nicméně, ns elektrony jsou najity častěji kolem jádra.

Jaký je důsledek výše uvedeného? Že np elektron zažívá nižší efektivní jaderný náboj. Kromě toho je tento účinek dále snížen stínícím účinkem orbitálů. To vysvětluje, například, proč atom s sp ³ hybridní orbitalů je méně elektronegativní než jedna se sp ² nebo sp orbitalů.

Je také důležité si uvědomit, že každá činka má úhlovou uzlovou rovinu, ale žádné radiální uzly (pouze 2p orbitaly). To znamená, že kdyby mělo být nakrájeno na plátky, nebyly by uvnitř žádné vrstvy jako u orbitálu 2s; ale od 3p oběžné dráhy by se začaly pozorovat radiální uzly.

Tyto úhlové uzly jsou zodpovědné za nejvzdálenější elektrony, které mají slabý stínící účinek. Například 2s elektrony chrání ty ve 2p orbitálech lépe než 2p elektrony chrání ty ve 3s orbitále.

Px, Py a Pz

Protože hodnoty ml jsou -1, 0 a +1, každá představuje orbitál Px, Py nebo Pz. Celkem mohou pojmout šest elektronů (dva pro každý orbitál). Tato skutečnost je zásadní pro pochopení elektronické konfigurace, periodické tabulky a prvků, které tvoří tzv. P-blok.

Orbitaly d

Zdroj: Hanilakkis0528, z Wikimedia Commons

Orbitaly d mají hodnoty l = 2 a ml = -2, -1, 0, +1, +2. Existuje tedy pět orbitálů, které jsou schopné pojmout celkem deset elektronů. Na obrázku výše je znázorněno pět úhlových funkcí orbitálů.

První, 3d orbitaly, nemají radiální uzly, ale všechny ostatní, s výjimkou _orbitálu dz2, mají dvě uzlové roviny; nikoliv roviny obrazu, protože pouze ukazují, ve kterých osách jsou umístěny oranžové laloky s tvary jetele. Dvě uzlové roviny jsou ty, které se protínají kolmo k šedé rovině.

Díky jejich tvarům jsou ještě méně účinné při stínění účinného jaderného náboje. Proč? Protože mají více uzlů, díky nimž jádro může přitahovat externí elektrony.

Proto všechny orbitaly přispívají k méně výraznému nárůstu atomových poloměrů z jedné energetické úrovně na druhou.

F

Zdroj: Geek3, z Wikimedia Commons

Konečně, orbitaly mají kvantová čísla s hodnotami l = 3 a ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Existuje sedm orbitálů, celkem čtrnáct elektronů. Tyto orbity jsou k dispozici od období 6, povrchně symbolizované jako 4f.

Každá z úhlových funkcí představuje laloky se složitými tvary a několika uzlovými rovinami. Proto ještě více chrání vnější elektrony a tento jev vysvětluje, co se nazývá kontrakce lanthanidů.

Z tohoto důvodu není u těžkých atomů výrazná změna jejich atomových poloměrů od jedné úrovně n do druhé n + 1 (například 6n až 7n). K dnešnímu dni jsou 5f orbity poslední v přírodních nebo umělých atomech.

S tím vším se otevírá propast mezi tím, co je známé jako oběžné dráhy a oběžné dráhy. Ačkoli jsou textově podobné, ve skutečnosti jsou velmi odlišné.

Koncept atomové orbitální a orbitální aproximace umožnil vysvětlit chemickou vazbu a jak může nějakým způsobem ovlivnit molekulární strukturu.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání., Str. 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Elektronové a chemické lepení. WA Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (sf). Atomové orbitaly a kvantová čísla. Obnoveno z: quimitube.com
4. Nave CR (2016). Vizualizace elektronových orbitálů. Obnoveno z: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atomové orbitaly. Obnoveno z: chemguide.co.uk
6. Kvantové příběhy. (26. srpna 2011). Atomové orbitaly, lež na střední škole. Obnoveno z: cuentos-cuanticos.com