W chemii i fizyce orbitale atomowe są funkcją nazywaną funkcją falową, która opisuje właściwości charakterystyczne dla nie więcej niż dwóch elektronów w sąsiedztwie jądra atomowego lub układu jąder, tak jak w cząsteczce. Orbital jest często przedstawiany jako trójwymiarowy region, w którym istnieje 95 procent szans na znalezienie elektronu.
Orbitale i orbity
Kiedy planeta krąży wokół Słońca, porusza się po ścieżce zwanej orbitą. Podobnie atom można przedstawić jako elektrony krążące po orbitach wokół jądra. W rzeczywistości sprawy mają się inaczej, a elektrony znajdują się w obszarach przestrzeni zwanych orbitalami atomowymi. Chemia zadowala się uproszczonym modelem atomu, aby obliczyć równanie falowe Schrödingera i odpowiednio określić możliwe stany elektronu.
Orbity i orbitale brzmią podobnie, ale mają zupełnie inne znaczenie. Niezwykle ważne jest zrozumienie różnicy między nimi.
Nie można wyświetlić orbit
Aby wykreślić trajektorię czegoś, musisz dokładnie wiedzieć, gdzie znajduje się obiektznajduje się i być w stanie ustalić, gdzie będzie za chwilę. Jest to niemożliwe dla elektronu.
Zgodnie z zasadą nieoznaczoności Heisenberga nie można dokładnie wiedzieć, gdzie cząsteczka jest w tej chwili i gdzie będzie później. (W rzeczywistości zasada mówi, że nie da się określić jednocześnie i z absolutną dokładnością jego pędu i pędu).
Dlatego niemożliwe jest zbudowanie orbity elektronu wokół jądra. Czy to duży problem? Nie. Jeśli coś nie jest możliwe, należy to zaakceptować i znaleźć sposoby na obejście tego.
Elektron wodorowy – orbital 1s
Załóżmy, że istnieje jeden atom wodoru iw pewnym momencie pozycja jednego elektronu jest odciśnięta graficznie. Wkrótce potem procedura jest powtarzana, a obserwator stwierdza, że cząsteczka znajduje się w nowej pozycji. Nie wiadomo, jak dostała się z pierwszego miejsca na drugie.
Jeśli będziesz kontynuować w ten sposób, stopniowo utworzysz rodzaj trójwymiarowej mapy tego, gdzie prawdopodobnie będzie znajdować się cząsteczka.
W przypadku atomu wodoru elektron może znajdować się w dowolnym miejscu kulistej przestrzeni otaczającej jądro. Schemat przedstawia przekrój tej kulistej przestrzeni.
95% czasu (lub jakikolwiek inny procent, ponieważ tylko rozmiar Wszechświata może zapewnić stuprocentową pewność) elektron będzie znajdował się w dość łatwo zdefiniowanym obszarze przestrzeni, wystarczająco blisko jądra. Taki region nazywa się orbitalem. Orbitale atomowe sąobszary przestrzeni, w których istnieje elektron.
Co on tam robi? Nie wiemy, nie możemy wiedzieć, dlatego po prostu ignorujemy ten problem! Możemy tylko powiedzieć, że jeśli elektron znajduje się na określonym orbicie, to będzie miał określoną energię.
Każdy orbital ma swoją nazwę.
Przestrzeń zajmowana przez elektron wodoru nazywana jest orbitalem 1s. Jednostka tutaj oznacza, że cząsteczka znajduje się na poziomie energii najbliższym jądru. S mówi o kształcie orbity. Orbitale S są sferycznie symetryczne wokół jądra - przynajmniej jak pusta kula dość gęstego materiału z jądrem w środku.
2s
Następny orbital to 2s. Jest podobny do 1s, z tym wyjątkiem, że najbardziej prawdopodobne położenie elektronu znajduje się dalej od jądra. To jest orbita drugiego poziomu energii.
Jeśli przyjrzysz się uważnie, zauważysz, że bliżej jądra znajduje się inny obszar o nieco większej gęstości elektronowej („gęstość” to kolejny sposób na wskazanie prawdopodobieństwa, że ta cząsteczka jest obecna w określonym miejscu).
Elektrony
2s (oraz 3s, 4s, itd.) spędzają trochę czasu znacznie bliżej centrum atomu, niż można by się spodziewać. Efektem tego jest nieznaczny spadek ich energii na orbitalach s. Im bliżej elektrony zbliżają się do jądra, tym niższa staje się ich energia.
3s-, 4s-orbitale (i tak dalej) oddalają się od centrum atomu.
P-orbitale
Nie wszystkie elektrony żyją na orbitalach (w rzeczywistości bardzo niewiele z nich tak). Na pierwszym poziomie energii jedyną dostępną dla nich lokalizacją jest 1s, na drugim dodawane są 2s i 2p.
Orbitale tego typu są bardziej jak 2 identyczne balony, połączone ze sobą w rdzeniu. Diagram przedstawia przekrój trójwymiarowego obszaru przestrzeni. Ponownie, orbital pokazuje tylko obszar z 95-procentową szansą na znalezienie pojedynczego elektronu.
Jeśli wyobrazimy sobie płaszczyznę poziomą przechodzącą przez jądro w taki sposób, że jedna część orbity będzie nad płaszczyzną, a druga pod nią, to prawdopodobieństwo znalezienia elektronu na tej płaszczyźnie jest zerowe. Jak więc cząstka przedostaje się z jednej części do drugiej, jeśli nigdy nie może przejść przez płaszczyznę jądra? Wynika to z jego falowej natury.
W przeciwieństwie do s-, p-orbital ma pewną kierunkowość.
Na dowolnym poziomie energii możesz mieć trzy absolutnie równoważne orbitale p umieszczone pod kątem prostym do siebie. Są one arbitralnie oznaczane symbolami px, py i pz. Jest to akceptowane dla wygody - to, co rozumie się przez kierunki X, Y lub Z, ciągle się zmienia, ponieważ atom porusza się losowo w przestrzeni.
P-orbitale na drugim poziomie energii są nazywane 2px, 2py i 2pz. Na kolejnych są podobne orbitale - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz i tak dalej.
Wszystkie poziomy, z wyjątkiem pierwszego, mają orbitale p. Na wyższych poziomach „płatki” są bardziej wydłużone, z najbardziej prawdopodobnym położeniem elektronu w większej odległości od jądra.
d- i f-orbitale
Oprócz orbitali s i p, istnieją dwa inne zestawy orbitali dostępnych dla elektronów na wyższych poziomach energii. Na trzecim może być pięć orbitali d (o skomplikowanych kształtach i nazwach), a także orbitali 3s i 3p (3px, 3py, 3pz). W sumie jest tutaj 9.
Czwarty, wraz z 4s, 4p i 4d, pojawia się 7 dodatkowych orbitali f - łącznie 16, dostępnych również na wszystkich wyższych poziomach energii.
Umieszczenie elektronów na orbitalach
Atom można traktować jako bardzo fantazyjny dom (jak odwrócona piramida) z jądrem mieszkającym na parterze i różnymi pokojami na wyższych piętrach zajętymi przez elektrony:
- jest tylko 1 pokój na pierwszym piętrze (1s);
- w drugim pokoju są już 4 (2s, 2px, 2py i 2pz);
- na trzecim piętrze znajduje się 9 pokoi (jeden 3s, trzy 3p i pięć 3d) i tak dalej.
Ale pokoje nie są zbyt duże. Każdy z nich może pomieścić tylko 2 elektrony.
Wygodnym sposobem na pokazanie orbit atomowych, na których znajdują się te cząstki, jest narysowanie "komórek kwantowych".
Ogniwa kwantowe
JądrowaOrbitale mogą być reprezentowane jako kwadraty z elektronami w nich pokazanymi jako strzałki. Często strzałki w górę i w dół są używane, aby pokazać, że te cząstki są różne.
Potrzeba różnych elektronów w atomie jest konsekwencją teorii kwantowej. Jeśli są na różnych orbitach, to w porządku, ale jeśli są na tej samej orbicie, to musi być między nimi jakaś subtelna różnica. Teoria kwantowa nadaje cząstkom właściwość zwaną „spin”, do której odnosi się kierunek strzałek.
Orbital
1s z dwoma elektronami jest pokazany jako kwadrat z dwiema strzałkami skierowanymi w górę iw dół, ale można go również zapisać jeszcze szybciej jako 1s2. To brzmi „jeden s dwa”, a nie „jeden do kwadratu”. Liczb w tych notacjach nie należy mylić. Pierwszy to poziom energii, a drugi to liczba cząstek na orbital.
Hybrydyzacja
W chemii hybrydyzacja jest koncepcją mieszania orbitali atomowych w nowe orbitale hybrydowe zdolne do parowania elektronów w celu utworzenia wiązań chemicznych. Hybrydyzacja Sp wyjaśnia wiązania chemiczne związków takich jak alkiny. W tym modelu orbitale atomowe węgla 2s i 2p mieszają się, tworząc dwa orbitale sp. Acetylen C2H2 składa się ze splotu sp-sp dwóch atomów węgla z utworzeniem wiązania σ i dwóch dodatkowych wiązań π.
Orbitale atomowe węgla w węglowodorach nasyconych mająidentyczne hybrydowe sp3-orbitale w kształcie hantli, z których jedna część jest znacznie większa od drugiej.
Sp2-hybrydyzacja jest podobna do poprzednich i powstaje przez zmieszanie jednego s i dwóch orbitali p. Na przykład w cząsteczce etylenu powstają trzy orbitale sp2- i jeden orbital p.
Orbitale atomowe: zasada wypełniania
Wyobrażając sobie przejścia od jednego atomu do drugiego w układzie okresowym pierwiastków chemicznych, można ustalić strukturę elektronową następnego atomu, umieszczając dodatkową cząsteczkę na następnej dostępnej orbicie.
Elektrony, zanim wypełnią wyższe poziomy energetyczne, zajmują niższe, położone bliżej jądra. Tam, gdzie jest wybór, wypełniają orbitale pojedynczo.
Ta kolejność wypełniania jest znana jako reguła Hunda. Ma to zastosowanie tylko wtedy, gdy orbitale atomowe mają równe energie, a także pomaga zminimalizować odpychanie między elektronami, dzięki czemu atom jest bardziej stabilny.
Zauważ, że orbital s zawsze ma nieco mniej energii niż orbital p na tym samym poziomie energii, więc pierwszy zawsze wypełnia się przed drugim.
Naprawdę dziwne jest położenie orbitali 3D. Są na wyższym poziomie niż 4s, więc orbitale 4s wypełniają się jako pierwsze, a następnie wszystkie orbitale 3d i 4p.
To samo zamieszanie występuje na wyższych poziomach z większą ilością splotów pomiędzy nimi. Dlatego na przykład orbitale atomowe 4f nie są wypełnione, dopóki wszystkie miejsca na6s.
Zrozumienie kolejności wypełniania ma kluczowe znaczenie dla zrozumienia, jak opisywać struktury elektroniczne.
