АТОМНЫЕ ОРБИТАЛИ: ИЗ ЧЕГО ОНИ СОСТОЯТ И ТИПЫ - ХИМИЯ - 2025

Эти атомные орбитали являются теми областями атома , определяемого волновой функцией для электронов. Волновые функции - это математические выражения, полученные в результате решения уравнения Шредингера. Они описывают энергетическое состояние одного или нескольких электронов в космосе, а также вероятность его обнаружения.

Эта физическая концепция, применяемая химиками для понимания связи и периодической таблицы, рассматривает электрон как волну и как частицу одновременно. Поэтому отбрасывается изображение Солнечной системы, где электроны - это планеты, вращающиеся по орбитам вокруг ядра или Солнца.

Источник: Автор haade, через Wikimedia Commons.

Эта устаревшая визуализация пригодится при иллюстрации энергетических уровней атома. Например: круг, окруженный концентрическими кольцами, представляющими орбиты, и их статические электроны. Фактически, это образ, с помощью которого атом знакомят детей и молодежь.

Однако настоящая атомная структура слишком сложна, чтобы иметь даже приблизительное представление о ней.

Рассматривая затем электрон как волну-частицу и решая дифференциальное уравнение Шредингера для атома водорода (простейшая система из всех), были получены знаменитые квантовые числа.

Эти числа показывают, что электроны не могут занимать какое-либо место в атоме, а только те, которые подчиняются дискретному и квантованному уровню энергии. Математическое выражение вышеизложенного известно как волновая функция.

Таким образом, от атома водорода была оценена серия энергетических состояний, определяемых квантовыми числами. Эти энергетические состояния были названы атомными орбиталями.

Но они описывали только местонахождение электрона в атоме водорода. Для других атомов, полиэлектроники, начиная с гелия, было сделано орбитальное приближение. Зачем? Потому что решение уравнения Шредингера для атомов с двумя или более электронами очень сложно (даже при современной технологии).

Что такое атомные орбитали?

Атомные орбитали - это волновые функции, состоящие из двух компонентов: одной радиальной и одной угловой. Это математическое выражение записывается как:

Ψ _nlml = R _nl (r) Y _lml (θϕ)

Хотя сначала это может показаться сложным, обратите внимание, что квантовые числа n, l и ml указаны строчными буквами. Это означает, что эти три числа описывают орбиталь. R _nl (r), более известная как радиальная функция, зависит от nyl; а угловая функция Y _lml (θϕ) зависит от l и ml.

В математическом уравнении также присутствуют переменные r, расстояние до ядра, θ и ϕ. Результатом всей этой системы уравнений является физическое представление орбиталей. Который из? Тот, что виден на изображении выше. Здесь показан ряд орбиталей, которые будут объяснены в следующих разделах.

Их формы и дизайн (а не цвета) основаны на графическом изображении волновых функций и их радиальных и угловых компонентов в пространстве.

Радиальная волновая функция

Как видно из уравнения, R _nl (r) зависит как от n, так и от l. Итак, радиальная волновая функция описывается основным энергетическим уровнем и его подуровнями.

Если бы электрон можно было сфотографировать независимо от его направления, можно было бы наблюдать бесконечно малую точку. Затем, сделав миллионы фотографий, можно было бы подробно описать, как облако точек изменяется в зависимости от расстояния до ядра.

Таким образом можно сравнить плотность облака на расстоянии и вблизи ядра. Если бы та же операция была повторена, но с другим энергетическим уровнем или подуровнем, образовалось бы другое облако, которое заключает в себе предыдущее. Между ними есть небольшое пространство, где электрон никогда не находится; это так называемый радиальный узел.

Также в облаках есть области с большей и меньшей электронной плотностью. По мере того, как они становятся больше и дальше от ядра, у них появляется больше радиальных узлов; и, кроме того, расстояние r, на котором электрон вращается чаще и с большей вероятностью будет обнаружен.

Угловая волновая функция

Опять же, из уравнения известно, что Y _lml (θϕ) в основном описывается квантовыми числами l и ml. На этот раз он участвует в магнитном квантовом числе, поэтому направление электрона в пространстве определено; и это направление можно изобразить из математических уравнений, включающих переменные θ и ϕ.

Теперь мы переходим не к фотографированию, а к записи на видео траектории электрона в атоме. В отличие от предыдущего эксперимента, точно неизвестно, где находится электрон, но куда он движется.

Когда электрон движется, он описывает более определенное облако; Фактически, это сферическая фигура или фигура с лепестками, как на изображении. Тип фигур и их направление в пространстве обозначаются l и ml.

Есть области, близкие к ядру, где электрон не проходит и фигура исчезает. Такие области известны как угловые узлы.

Например, если вы посмотрите на первую сферическую орбиталь, вы быстро придете к выводу, что она симметрична во всех направлениях; однако это не относится к другим орбиталям, формы которых открывают пустые пространства. Их можно наблюдать в начале декартовой плоскости и в воображаемых плоскостях между лепестками.

Вероятность обнаружения электрона и химической связи

Источник: Фонд CK-12 (файл: High School Chemistry.pdf, стр. 265), через Wikimedia Commons

Чтобы определить истинную вероятность обнаружения электрона на орбитали, необходимо учитывать две функции: радиальную и угловую. Следовательно, недостаточно предположить угловую составляющую, то есть проиллюстрированную форму орбиталей, но также то, как их электронная плотность изменяется в зависимости от расстояния от ядра.

Однако, поскольку направления (ml) отличают одну орбиталь от другой, практично (хотя, возможно, и не совсем правильно) рассматривать только форму орбиты. Таким образом, описание химической связи объясняется наложением этих фигур.

Например, выше представлено сравнительное изображение трех орбиталей: 1, 2 и 3. Обратите внимание на его радиальные узлы внутри. Орбиталь 1s не имеет узла, в то время как две другие имеют один и два узла.

Рассматривая химическую связь, проще иметь в виду только сферическую форму этих орбиталей. Таким образом, ns-орбиталь приближается к другой, и на расстоянии r электрон образует связь с электроном соседнего атома. Отсюда возникает несколько теоретиков (TEV и TOM), которые объясняют эту связь.

Как они символизируются?

Атомные орбитали явно обозначены как: nl _ml .

Квантовые числа принимают целые значения 0, 1, 2 и т. Д., Но для обозначения орбиталей остается только числовое значение n. В то время как для l все число заменяется соответствующей буквой (s, p, d, f); а для ml - переменная или математическая формула (кроме ml = 0).

Например, для орбиты 1 с: n = 1, s = 0 и ml = 0. То же самое относится ко всем ns орбиталям (2s, 3s, 4s и т. Д.).

Чтобы символизировать остальные орбитали, необходимо обратиться к их типам, каждый со своими уровнями энергии и характеристиками.

Типы

Орбитали s

Квантовые числа l = 0 и ml = 0 (помимо их радиальной и угловой составляющих) описывают орбиталь сферической формы. Это тот, что возглавляет пирамиду орбиталей исходного изображения. Кроме того, как видно на изображении радиальных узлов, можно ожидать, что орбитали 4s, 5s и 6s имеют три, четыре и пять узлов.

Они характеризуются симметричностью, а их электроны испытывают больший эффективный ядерный заряд. Это связано с тем, что его электроны могут проникать внутрь внутренних оболочек и парить очень близко к ядру, что оказывает на них положительное притяжение.

Следовательно, существует вероятность того, что 3s-электрон может проникнуть через 2s и 1s орбитали, приблизившись к ядру. Этот факт объясняет, почему атом с sp-гибридными орбиталями более электроотрицателен (с большей тенденцией к притяжению электронной плотности от своих соседних атомов), чем атом с sp ^3- гибридизацией .

Таким образом, электроны на s-орбиталях - это те, которые испытывают наибольший заряд ядра и являются более энергетически стабильными. Вместе они оказывают экранирующее действие на электроны на других подуровнях или орбиталях; то есть они уменьшают действительный ядерный заряд Z, испытываемый самыми удаленными электронами.

Орбитали p

Источник: Дэвид Манти через Википедию.

P-орбитали имеют квантовые числа l = 1 и значения ml = -1, 0, +1. То есть электрон на этих орбиталях может принимать три направления, которые представлены желтыми гантелями (согласно изображению выше).

Обратите внимание, что каждая гантель расположена вдоль декартовых осей x, y и z. Следовательно, эта p-орбиталь, расположенная на оси x, обозначается как p _x ; один на оси y, p _y ; и если он направлен перпендикулярно плоскости xy, то есть на оси z, то это p _z .

Все орбитали перпендикулярны друг другу, то есть образуют угол 90º. Точно так же угловая функция исчезает в ядре (начало декартовой оси), и остается только вероятность найти электрон в долях (плотность электронов которых зависит от радиальной функции).

Плохой экранирующий эффект

Электроны на этих орбиталях не могут проникать во внутренние оболочки так же легко, как s-орбитали. Сравнивая их формы, p-орбитали кажутся ближе к ядру; однако ns-электроны чаще встречаются вокруг ядра.

Каковы последствия вышеизложенного? Что у np-электрона более низкий эффективный ядерный заряд. Кроме того, последнее дополнительно уменьшается из-за экранирующего эффекта s-орбиталей. Это объясняет, например, почему атом с гибридными sp ³ орбиталями менее электроотрицателен, чем атом с sp ² или sp орбиталями .

Также важно отметить, что каждая гантель имеет угловую узловую плоскость, но не имеет радиальных узлов (только 2p орбитали). То есть, если бы его нужно было разрезать, внутри не было бы слоев, как в случае с орбиталью 2s; но начиная с 3р-орбитали и далее будут наблюдаться радиальные узлы.

Эти угловые узлы ответственны за самые удаленные электроны, испытывающие плохой экранирующий эффект. Например, 2s-электроны защищают те, которые находятся на 2p-орбиталях, лучше, чем 2p-электроны, защищают электроны на 3s-орбитали.

Px, Py и Pz

Поскольку значения ml равны -1, 0 и +1, каждое из них представляет орбитали Px, Py или Pz. Всего они могут вместить шесть электронов (по два на каждую орбиталь). Этот факт имеет решающее значение для понимания электронной конфигурации, периодической таблицы и элементов, составляющих так называемый p-блок.

Орбитали d

Источник: Автор Hanilakkis0528, Wikimedia Commons

Орбитали d имеют значения l = 2 и ml = -2, -1, 0, +1, +2. Таким образом, существует пять орбиталей, способных удерживать в общей сложности десять электронов. Пять угловых функций d-орбиталей представлены на изображении выше.

Первые, 3d-орбитали, лишены радиальных узлов, но все остальные, кроме орбитали d _z2 , имеют две узловые плоскости; не плоскости изображения, поскольку они только показывают, по каким осям расположены оранжевые доли с формой листьев клевера. Две узловые плоскости - это те, которые делятся пополам перпендикулярно серой плоскости.

Их форма делает их еще менее эффективными в защите эффективного ядерного заряда. Зачем? Потому что у них больше узлов, через которые ядро ​​может притягивать внешние электроны.

Следовательно, все d-орбитали вносят вклад в менее выраженное увеличение радиусов атомов от одного энергетического уровня к другому.

Орбитали f

Источник: Geek3, Wikimedia Commons

Наконец, f-орбитали имеют квантовые числа со значениями l = 3 и ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Есть семь f-орбиталей, всего четырнадцать электронов. Эти орбитали становятся доступными с периода 6, на первый взгляд обозначаемого как 4f.

Каждая из угловых функций представляет собой лепестки сложной формы и несколько узловых плоскостей. Следовательно, они еще меньше экранируют внешние электроны, и это явление объясняет так называемое сокращение лантаноидов.

По этой причине для тяжелых атомов нет явного изменения их атомных радиусов от одного уровня n к другому n + 1 (например, от 6n до 7n). На сегодняшний день 5f-орбитали - последние найденные в естественных или искусственных атомах.

Учитывая все это, между орбитой и орбиталями открывается пропасть. Хотя текстуально они похожи, на самом деле они очень разные.

Концепция атомной орбитали и приближение орбиталей позволило объяснить химическую связь и то, как она может тем или иным образом влиять на молекулярную структуру.

Ссылки

1. Шивер и Аткинс. (2008). Неорганическая химия. (Издание четвертое, стр. 13-8). Мак Гроу Хилл.
2. Гарри Б. Грей. (1965). Электроны и химическая связь. WA Benjamin, Inc. Нью-Йорк.
3. Quimitube. (SF). Атомные орбитали и квантовые числа. Получено с: quimitube.com
4. Неф CR (2016). Визуализация электронных орбиталей. Получено с: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Кларк Дж. (2012). Атомные орбитали. Получено с: chemguide.co.uk
6. Квантовые сказки. (26 августа 2011 г.). Атомные орбитали, школьная ложь. Получено с: cuentos-cuanticos.com