Atomiska orbitaler i vad de består av, hur de symboliseras och typer

den atoma orbitaler är de atomområdena som definieras av en vågfunktion för elektroner. Vågfunktioner är matematiska uttryck erhållna från upplösningen av Schrödinger-ekvationen. Dessa beskriver energitillståndet för en eller flera elektroner i rymden, liksom sannolikheten för att hitta den.

Detta fysiska koncept, som används av kemiker för förståelsen av länken och det periodiska bordet, betraktar elektronen som en våg och en partikel på samma gång. Därför kasseras bilden av solsystemet, där elektronerna är planeter som roterar i banor runt kärnan eller solen.

Denna föråldrade visualisering är praktisk när man illustrerar atomens energinivåer. Till exempel: En cirkel omgiven av koncentriska ringar som representerar banorna och deras statiska elektroner. Det är faktiskt den bild som atomen introduceras för barn och unga.

Den sanna atomstrukturen är dock för komplex för att ens ha en ungefärlig bild av den.

Med tanke på att elektronen var en vågpartikel och att lösa Schrödinger differentialekvation för väteatomen (det enklaste systemet för alla) erhölls de kända kvantnumren.

Dessa siffror indikerar att elektronerna inte kan uppta någon plats för atomen, utan bara de som följer en diskret och kvantiserad energi. Det matematiska uttrycket av ovanstående är känt som vågfunktion.

Således uppskattades från en väteatom en serie av energiska tillstånd som reglerades av kvanttal. Dessa energiländer heter atomiska orbitaler.

Men dessa beskrev endast varifrån en elektron befann sig i en väteatom. För andra atomer gjordes polyelektroniken, från helium och framåt, en orbital approximation. Varför? Eftersom upplösningen av Schrödinger-ekvationen för atomer med två eller flera elektroner är mycket komplicerad (även med nuvarande teknik).

index

• 1 Vad är atomomgångarna??
  • 1.1 Radialvågfunktion
  • 1.2 Vinkelvågsfunktion
  • 1.3 Sannolikhet att hitta elektronen och kemisk bindning
• 2 Hur symboliseras de??
• 3 typer
  • 3.1 Orbitals
  • 3.2 Orbitals s
  • 3.3 Orbitals d
  • 3.4 Orbitals
• 4 referenser

Vad är atomorbitalerna?

Atom-orbitaler är vågfunktioner som består av två komponenter: en radiell och en vinkel. Detta matematiska uttryck är skrivet som:

Ψ_NLML = R_nl(r) · Y_LML(Θφ)

Även om det kan tyckas komplicerat först notera du att kvantnummer n, l och ml De anges med små bokstäver. Detta betyder att dessa tre siffror beskriver orbitalet. R_nl(r), bättre känd som den radiella funktionen, beror på n och l; medan Y_LML(θφ), vinkelfunktion, beror på l och ml.

I den matematiska ekvationen finns också variablerna r, avståndet till kärnan och θ och φ. Resultatet av hela denna uppsättning ekvationer är en fysisk representation av orbitalerna. Vad? Den som ses i bilden ovan. Det finns en serie orbitaler som kommer att förklaras i följande avsnitt.

Dess former och mönster (inte färger) kommer från att plotta i rymden vågfunktionerna och deras radiella och vinkliga komponenter.

Radialvågfunktion

Såsom ses i ekvationen, R_nl(r) det beror så mycket på n från och med l. Därefter beskrivs den radiella vågfunktionen av huvudenerginivån och dess undernivåer.

Om ett fotografi kunde tas av elektronen utan att ta hänsyn till dess riktning kunde en obegränsad liten punkt observeras. Sedan tar du miljontals foton, du kan detaljera hur pekskytten ändras baserat på avståndet till kärnan.

På detta sätt kan molnets densitet jämföras i avstånden och närheten av kärnan. Om samma operation upprepades men med en annan energinivå eller delnivå skulle ett annat moln bildas som omsluter föregående. Mellan de två finns ett litet utrymme där elektronen aldrig ligger; det här är vad som är känt som radiell nod.

Också i molnen finns regioner med högre och lägre elektronisk densitet. När de blir större och rör sig längre bort från kärnan, har de mer radiala noder; och även ett avstånd r där elektronen går runt oftare och är mer benägna att hitta den.

Vinkelvågsfunktion

Återigen, från ekvationen är det känt att Y_LML(θφ) beskrivs huvudsakligen av kvanttal l och ml. Den här gången deltar den i magnetmagnetnumret, därför definieras elektronens riktning i rymden; och denna adress kan avbildas från de matematiska ekvationerna som involverar variablerna θ och φ.

Nu fortsätter vi inte att ta bilder, utan att spela in en video av elektronens väg i atomen. Till skillnad från det föregående experimentet är det okänt var exakt elektronen är, men var den går.

När den rör sig, beskriver elektronen ett mer definierat moln; i själva verket en sfärisk form, eller en med lober, som de som ses i bilden. Typen av figurer och deras riktning i rymden beskrivs av l och ml.

Det finns regioner, nära kärnan, där elektronen inte passerar och figuren försvinner. Sådana regioner är kända som vinklar.

Till exempel, om den första sfäriska orbitalen observeras, sluts det snabbt att det är symmetriskt i alla riktningar; Detta är emellertid inte fallet med de andra orbitalerna, vars former avslöjar tomma utrymmen. Dessa kan observeras vid det kartesiska planetets ursprung och i de imaginära planerna mellan lobberna.

Sannolikhet att hitta elektronen och kemisk bindning

För att bestämma sann sannolikheten för att hitta en elektron i en orbital måste de två funktionerna betraktas: radiella och vinkliga. Det är därför inte tillräckligt att anta vinkelkomponenten, det vill säga den illustrerade formen av orbitalerna, men också hur dess elektroniska densitet förändras med avseende på kärnans avstånd..

Men eftersom adresserna (ml) skilja en orbital från en annan, är det praktiskt (även om det kanske inte är helt korrekt) att bara överväga formen på den. På så sätt förklaras beskrivningen av den kemiska bindningen av överlappningen av dessa figurer.

Till exempel visas en jämförande bild av tre orbitaler ovan: 1s, 2s och 3s. Observera dess radiella noder inuti. Den 1s orbitalen saknar en nod, medan de andra två har en och två noder.

När man överväger en kemisk bindning är det lättare att bara komma ihåg den sfäriska formen av dessa orbitaler. På detta sätt närmar sig ns-orbitalet ett annat, och på avstånd r, elektronen kommer att bilda ett band med elektronen hos den närliggande atomen. Härifrån uppstår flera teoretiska (TEV och TOM) som förklarar denna länk.

Hur symboliseras de?

De atoma orbitalerna, uttryckligen, symboliseras som: nl_ml.

Kvantantalet tar helvärden 0, 1, 2, etc., men för att symbolisera orbitalerna är det bara kvar n ett numeriskt värde Medan för l, hela talet ersätts med motsvarande brev (s, p, d, f); och för ml, en variabel eller matematisk formel (med undantag för ml= 0).

Till exempel för 1: e orbitalen: n= 1, s = 0 och ml= 0 Detsamma gäller för alla ns-orbitaler (2s, 3s, 4s, etc.).

För att symbolisera resten av orbitalerna är det nödvändigt att adressera sina typer, var och en med energinivåer och egna egenskaper.

Typ

s orbitaler

Kvantnumren l= 0, och ml= 0 (förutom dess radiella och vinkliga komponenter) beskriver en orbital med en sfärisk form. Detta är den som huvudet på orbitalspyramiden i den ursprungliga bilden. Också, som sedd i bilden av de radiella noderna, kan det förväntas att 4, 5 och 6-orbitalerna har tre, fyra och fem noder.

De kännetecknas av att de är symmetriska och deras elektroner upplever en större effektiv kärnladdning. Detta beror på att deras elektroner kan tränga in i inre lager och sväva mycket nära kärnan, vilket utövar en positiv attraktion på dem.

Därför finns det en sannolikhet att en 3s-elektron kan tränga in i 2s och 1s-omloppet, närma sig kärnan. Detta faktum förklarar varför en atom med sp-hybrid-orbitaler, är mer elektronegativ (med större tendens att locka till sig elektronisk densitet hos dess närliggande atomer) än det med sp hybridisering.³.

Orbitalselektronerna är sålunda de som mest upplever laddningen av kärnan och är energiskt stabila. Tillsammans utövar de en skärmningseffekt på elektronerna i andra delnivåer eller orbitaler; det vill säga de minskar den verkliga nukleära laddningen Z som upplevs av de mest externa elektronerna.

Orbitals s

P-orbitalerna har kvantantal l= 1, och med värden på ml= -1, 0, +1. Det vill säga en elektron i dessa orbitaler kan ta tre riktningar, som representeras som gula hantlar (enligt bilden ovan).

Observera att varje hantel är placerad längs en kartesisk axel x, och och z. Därför betecknas den orbitala p som ligger på x-axeln som p_x; den på y-axeln, sid_och; och om den pekar vinkelrätt mot xyplanet, det vill säga på z-axeln är det då p_z.

Alla orbitalerna är vinkelräta mot varandra, det vill säga de bildar en vinkel på 90º. Vidare försvinner vinkelfunktionen i kärnan (kartesiska axelns ursprung), och det finns endast sannolikheten att finna elektronen inuti lobarna (vars elektrondensitet beror på den radiella funktionen).

Dålig avskärmningseffekt

Elektronerna i dessa orbitaler kan inte tränga in i inre skikt med samma lätthet som s-orbitalerna. Jämförande av deras former verkar p-orbitalerna vara närmare kärnan; emellertid finns ns elektroner oftast runt kärnan.

Vad är konsekvensen av ovanstående? Att en NP-elektron upplever en lägre effektiv kärnladdning. Dessutom reduceras sistnämnda ytterligare genom s-orbitalernas screeningseffekt. Detta förklarar till exempel varför en atom med hybrid orbital sp³ det är mindre elektronegativ än det med sp orbitaler² eller sp.

Det är också viktigt att notera att varje hantel har ett vinklat nodplan, men ingen radial nod (2p orbital inget annat). Det vill säga, om det skivades, inuti det skulle det inte vara skikt som med 2: e orbitalen; men från 3p-banan och framåt skulle radialnoder börja bli observerade.

Dessa vinkliga noder är ansvariga för det faktum att de yttersta elektronerna upplever en dålig avskärmningseffekt. Till exempel skyddar 2-elektroner de för 2p-orbitaler i högre grad än 2p-elektroner till de av 3-orbitalerna.

Px, Py och Pz

Sedan värdena på ml är -1, 0 och +1 representerar var och en en Px, Py eller Pz-orbital. Totalt kan de rymma sex elektroner (två för varje omlopp). Detta faktum är avgörande för att förstå den elektroniska konfigurationen, periodiska tabellen och de element som utgör det så kallade blocket p.

d-orbitaler

D-orbitalerna har värden på l= 2 och ml= -2, -1, 0, +1, +2. Det finns därför fem orbitaler som kan hålla totalt tio elektroner. De fem vinkelfunktionerna hos d-orbitalerna representeras i bilden ovan.

De första, 3d-orbitalerna saknar radiala noder, men alla andra, förutom orbitalen d_z2, har två noderplan inte bildens plan, eftersom dessa bara visar i vilka axlar apelsinloberna placeras med former av klöverblad. De två noderplanen är de som halverar vinkelrätt mot det grå planet.

Deras former gör dem ännu mindre effektiva för att skydda effektiv kärnvikt. Varför? Eftersom de har fler noder, genom vilka kärnan kan dra till sig yttre elektroner.

Därför bidrar alla d orbitaler till att ökningen av atomraderna är mindre uttalad från en energinivå till en annan.

f orbitaler

Slutligen har f-orbitalerna ett kvantnummer med värden på l= 3 och ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Det finns sju f orbitaler, för totalt fjorton elektroner. Dessa orbitaler börjar vara tillgängliga från period 6, symboliseras ytligt som 4f.

Vart och ett av vinkelfunktionerna representerar lobes med invecklade former och flera nodalplan. Därför skyddar de ännu mindre de yttre elektronerna och detta fenomen förklarar vad som är känt som lantanidkontraktion.

Av den anledningen för tunga atomer finns det ingen uttalad variation av deras atomrader på en nivå n till en annan n + 1 (Till exempel 6n till 7n). Hittills är 5f-orbitaler det sista som finns i naturliga eller konstgjorda atomer.

Med detta i åtanke öppnar en avgrund mellan det som kallas omlopp och orbitalerna. Även om de är likartade, är de i verkligheten väldigt olika.

Begreppet atomomlopp och orbitalt tillvägagångssätt har gjort det möjligt att förklara den kemiska bindningen och hur det på ett eller annat sätt kan påverka molekylstrukturen.

referenser

1. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi (Fjärde upplagan, sid 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Elektroner och kemisk bindning. W.A. Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (N.D.). Atom-orbitaler och kvantnummer. Hämtad från: quimitube.com
4. Fartyg C. R. (2016). Visualisering av elektron Orbitals. Hämtad från: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atom Orbitals. Hämtad från: chemguide.co.uk
6. Quantum tales (26 augusti 2011). Atomic orbitals, en gymnasium ljuger. Återställd från: cuentos-cuanticos.com