orbitali atomici sunt acele regiuni ale atomului definite de o funcție de undă pentru electroni. Funcțiile unde sunt expresii matematice obținute din rezolvarea ecuației Schrödinger. Acestea descriu starea energetică a unuia sau mai multor electroni din spațiu, precum și probabilitatea de a-l găsi..
Acest concept fizic, aplicat de chimiști pentru a înțelege legătura și tabelul periodic, consideră electronul ca o undă și o particulă în același timp. Prin urmare, imaginea sistemului solar este exclusă, unde electronii sunt planete care se rotesc pe orbite în jurul nucleului sau al soarelui..
Această vizualizare învechită este utilă atunci când se ilustrează nivelurile de energie ale atomului. De exemplu: un cerc înconjurat de inele concentrice reprezentând orbitele și electronii lor statici. De fapt, aceasta este imaginea cu care atomul este introdus copiilor și tinerilor.
Cu toate acestea, adevărata structură atomică este prea complexă pentru a avea chiar o imagine aproximativă a acesteia..
Considerând atunci electronul ca undă-particulă și rezolvând ecuația diferențială Schrödinger pentru atomul de hidrogen (cel mai simplu sistem dintre toate), s-au obținut faimoasele numere cuantice.
Aceste numere indică faptul că electronii nu pot ocupa niciun loc în atom, ci doar pe cei care respectă un nivel de energie discret și cuantificat. Expresia matematică a celor de mai sus este cunoscută sub numele de funcție de undă.
Astfel, din atomul de hidrogen, a fost estimată o serie de stări de energie guvernate de numere cuantice. Aceste stări energetice au fost denumite orbitali atomici.
Dar acestea au descris doar unde se află un electron într-un atom de hidrogen. Pentru alți atomi, polielectronica, începând cu heliu, s-a făcut o aproximare orbitală. De ce? Deoarece rezolvarea ecuației Schrödinger pentru atomii cu doi sau mai mulți electroni este foarte complicată (chiar și cu tehnologia actuală).
Indice articol
Orbitalele atomice sunt funcții de undă care constau din două componente: una radială și cealaltă unghiulară. Această expresie matematică este scrisă ca:
Ψnlml = Rnl(r) Dalml(θϕ)
Deși poate părea complicat la început, rețineți că numerele cuantice n, l Da ml sunt indicate cu litere mici. Aceasta înseamnă că aceste trei numere descriu orbitalul. Rnl(r), mai bine cunoscută sub numele de funcție radială, depinde de n Da l; în timp ce Ylml(θϕ), funcția unghiulară, depinde de l Da ml.
În ecuația matematică există și variabilele r, distanța față de nucleu și θ și ϕ. Rezultatul tuturor acestui set de ecuații este o reprezentare fizică a orbitalilor. Care? Cel văzut în imaginea de mai sus. Acolo sunt prezentate o serie de orbitali care vor fi explicate în secțiunile următoare.
Formele și desenele lor (nu culorile) provin din graficarea funcțiilor unde și a componentelor lor radiale și unghiulare în spațiu..
După cum se vede în ecuație, Rnl(r) depinde atât de mult de n ca l. Apoi, funcția undei radiale este descrisă de nivelul principal de energie și de subnivelele sale.
Dacă electronul ar putea fi fotografiat indiferent de direcția sa, s-ar putea observa un punct infinit de mic. Apoi, făcând milioane de fotografii, s-ar putea detalia cum se schimbă norul de puncte în funcție de distanța până la miez..
În acest fel, densitatea norului la distanță și în apropierea nucleului poate fi comparată. Dacă aceeași operație ar fi repetată, dar cu un alt nivel de energie sau subnivel, s-ar forma un alt nor care să-l închidă pe cel precedent. Între cele două există un spațiu mic în care electronul nu este niciodată localizat; aceasta este ceea ce se numește nodul radial.
La fel, în nori există regiuni cu densitate electronică mai mare și mai mică. Pe măsură ce devin mai mari și mai departe de nucleu, au mai mulți noduri radiali; și, de asemenea, o distanță r unde electronul se deplasează cel mai frecvent și este cel mai probabil să fie găsit.
Din nou, se știe din ecuația că Ylml(θϕ) este descris în principal prin numere cuantice l Da ml. De data aceasta participă la numărul cuantic magnetic, prin urmare, este definită direcția electronului în spațiu; iar această direcție poate fi grafică din ecuațiile matematice care implică variabilele θ și ϕ.
Acum, nu continuăm să facem fotografii, ci să înregistrăm un videoclip cu traiectoria electronului în atom. Contrar experimentului anterior, nu se știe unde este exact electronul, dar unde se îndreaptă.
Pe măsură ce electronul se mișcă, acesta descrie un nor mai definit; de fapt, o figură sferică sau una cu lobi, precum cele văzute în imagine. Tipul figurilor și direcția lor în spațiu sunt descrise de l Da ml.
Există regiuni, apropiate de nucleu, unde electronul nu tranzitează și figura dispare. Astfel de regiuni sunt cunoscute sub numele de noduri unghiulare.
De exemplu, dacă te uiți la primul orbital sferic, ajungi rapid la concluzia că este simetric în toate direcțiile; totuși, acest lucru nu este cazul celorlalți orbitali, ale căror forme dezvăluie spații goale. Acestea pot fi observate la originea planului cartezian și în planurile imaginare dintre lobi.
Pentru a determina adevărata probabilitate de a găsi un electron într-un orbital, trebuie luate în considerare cele două funcții: radială și unghiulară. Prin urmare, nu este suficient să presupunem componenta unghiulară, adică forma ilustrată a orbitalilor, ci și modul în care densitatea lor de electroni se schimbă în raport cu distanța de la nucleu.
Cu toate acestea, deoarece adresele (ml) distingeți un orbital de altul, este practic (deși poate nu complet corect) să luați în considerare doar forma orbitalului. În acest fel, descrierea legăturii chimice se explică prin suprapunerea acestor cifre.
De exemplu, mai sus este o imagine comparativă a trei orbitali: 1s, 2s și 3s. Rețineți nodurile sale radiale din interior. Orbitalul 1s nu are nod, în timp ce celelalte două au unul și două noduri.
Atunci când luați în considerare o legătură chimică, este mai ușor să țineți cont doar de forma sferică a acestor orbitali. În acest fel, orbitalul ns se apropie de altul și la distanță r, electronul va forma o legătură cu electronul atomului vecin. De aici iau naștere mai mulți teoreticieni (TEV și TOM) care explică această legătură.
Orbitalii atomici sunt simbolizați în mod explicit ca: nlml.
Numerele cuantice iau valori întregi 0, 1, 2 etc., dar numai pentru a simboliza orbitalele n o valoare numerică. În timp ce pentru l, numărul întreg este înlocuit cu litera corespunzătoare (s, p, d, f); și a ml, o formulă variabilă sau matematică (cu excepția ml= 0).
De exemplu, pentru orbitalul 1s: n= 1, s = 0 și ml= 0. Același lucru se aplică tuturor orbitalelor ns (2s, 3s, 4s etc.).
Pentru a simboliza restul orbitalilor, este necesar să se abordeze tipurile lor, fiecare cu propriile niveluri de energie și caracteristici..
Numere cuantice l= 0 și ml= 0 (pe lângă componentele sale radiale și unghiulare) descrie un orbital cu formă sferică. Acesta este cel din partea de sus a piramidei orbitalilor din imaginea inițială. De asemenea, după cum se poate vedea în imaginea nodurilor radiale, se poate aștepta ca orbitalele 4s, 5s și 6s să aibă trei, patru și cinci noduri..
Ele se caracterizează prin simetrie, iar electronii lor experimentează o sarcină nucleară eficientă mai mare. Acest lucru se datorează faptului că electronii săi pot pătrunde în cochiliile interioare și plutesc foarte aproape de nucleu, care exercită asupra lor o atracție pozitivă..
Prin urmare, există probabilitatea ca un electron 3s să pătrundă în orbitalul 2s și 1s, apropiindu-se de nucleu. Acest fapt explică de ce un atom cu orbitali hibrizi sp este mai electronegativ (cu o tendință mai mare de a atrage densitatea electronică din atomii săi vecini) decât unul cu hibridizare sp.3.
Astfel, electronii din orbitalii s sunt cei care experimentează cel mai mult încărcarea nucleului și sunt mai stabili din punct de vedere energetic. Împreună, ei exercită un efect de protecție asupra electronilor din alte subnivele sau orbitali; adică scad sarcina nucleară reală Z experimentată de electronii cei mai exteriori.
Orbitalii p au numerele cuantice l= 1 și cu valori de ml= -1, 0, +1. Adică, un electron din aceste orbitale poate lua trei direcții, care sunt reprezentate ca gantere galbene (conform imaginii de mai sus).
Rețineți că fiecare halteră este situată de-a lungul unei axe carteziene X, Da Da z. Prin urmare, acel orbital p situat pe axa x este notat ca pX; cel de pe axa y, pDa; iar dacă arată perpendicular pe planul xy, adică pe axa z, atunci este pz.
Toate orbitalele sunt perpendiculare una pe cealaltă, adică formează un unghi de 90º. La fel, funcția unghiulară dispare în nucleu (originea axei carteziene) și există doar probabilitatea de a găsi electronul în lobi (a căror densitate electronică depinde de funcția radială).
Electronii din acești orbitali nu pot pătrunde în învelișurile interioare la fel de ușor ca orbitalii. Comparând formele lor, orbitalii p par a fi mai aproape de nucleu; cu toate acestea, ns electroni se găsesc mai frecvent în jurul nucleului.
Care este consecința celor de mai sus? Că un electron np are o sarcină nucleară eficientă mai mică. Mai mult, acesta din urmă este redus în continuare de efectul de protecție al orbitalilor s. Acest lucru explică, de exemplu, de ce un atom cu orbitali sp hibrizi3 este mai puțin electronegativ decât cel cu orbitalele spDouă sau sp.
De asemenea, este important să rețineți că fiecare halteră are un plan nodular unghiular, dar nu are noduri radiale (numai pe orbitații 2p). Adică, dacă ar fi tăiat felii, nu ar exista straturi în interior ca la orbitalul 2s; dar de la orbitalul 3p înainte, nodurile radiale ar începe să fie observate.
Acești noduri unghiulare sunt responsabile pentru electronii cei mai exteriori care suferă un efect de protecție slab. De exemplu, electronii 2s îi protejează pe cei din orbitalii 2p într-un grad mai bun, decât electronii 2p îi protejează pe cei din orbitalul 3s..
Întrucât valorile ml Acestea sunt -1, 0 și +1, fiecare reprezentând un orbital Px, Py sau Pz. În total, pot găzdui șase electroni (doi pentru fiecare orbital). Acest fapt este crucial pentru înțelegerea configurației electronice, a tabelului periodic și a elementelor care alcătuiesc așa-numitul bloc p..
Orbitalii d au valori de l= 2 și ml= -2, -1, 0, +1, +2. Prin urmare, există cinci orbitali capabili să rețină zece electroni în total. Cele cinci funcții unghiulare ale orbitalilor d sunt reprezentate în imaginea de mai sus.
Primii, orbitalii 3d, nu au noduri radiale, dar toți ceilalți, cu excepția orbitalului dz2, au două planuri nodale; nu planurile imaginii, deoarece acestea arată doar în care axele se află lobii portocalii cu formele frunzelor de trifoi. Cele două planuri nodale sunt cele care se bisectează perpendicular pe planul gri.
Formele lor le fac și mai puțin eficiente în protejarea sarcinii nucleare efective. De ce? Pentru că au mai mulți noduri, prin care nucleul poate atrage electroni externi.
Prin urmare, toți orbitalii contribuie la creșterea razelor atomice mai puțin pronunțată, trecând de la un nivel de energie la altul..
În cele din urmă, orbitalele f au numere cuantice cu valori de l= 3, și ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Există șapte orbitali, pentru un total de paisprezece electroni. Acești orbitali devin disponibili din perioada 6, simbolizată superficial ca 4f.
Fiecare dintre funcțiile unghiulare reprezintă lobi cu forme complicate și mai multe planuri nodale. Prin urmare, ei protejează electronii externi și mai puțin și acest fenomen explică ceea ce este cunoscut sub numele de contracția lantanidului.
Din acest motiv, pentru atomii grei nu există o variație pronunțată a razelor lor atomice de un nivel. n altcuiva n + 1 (De la 6n la 7n, de exemplu). Până în prezent, orbitalele 5f sunt ultimele găsite în atomii naturali sau artificiali..
Având în vedere toate acestea, se deschide un golf între ceea ce este cunoscut sub numele de orbită și orbitali. Deși textual sunt similare, în realitate sunt foarte diferite.
Conceptul de orbital atomic și aproximarea orbitală au făcut posibilă explicarea legăturii chimice și cum poate, într-un fel sau altul, să afecteze structura moleculară.
Nimeni nu a comentat acest articol încă.