АТОМНИ ОРБИТАЛИ: ОТ КАКВО СЕ СЪСТОЯТ И ВИДОВЕ - ХИМИЯ - 2025

На атомна орбитала са тези региони на атом определя от функцията вълна за електрони. Вълновите функции са математически изрази, получени от решаването на уравнението на Шрьодингер. Те описват енергийното състояние на един или повече електрони в космоса, както и вероятността да го намерят.

Тази физическа концепция, прилагана от химиците за разбиране на връзката и периодичната таблица, разглежда електрона като вълна и частица едновременно. Следователно изображението на Слънчевата система се изхвърля, където електроните са планети, въртящи се в орбита около ядрото или слънцето.

Източник: От haade, чрез Wikimedia Commons

Тази остаряла визуализация е полезна при илюстриране на енергийните нива на атома. Например: кръг, заобиколен от концентрични пръстени, представящи орбитите, и техните статични електрони. Всъщност това е образът, с който атома се въвежда на деца и млади хора.

Истинската атомна структура обаче е твърде сложна, за да има дори груба представа за нея.

Като се има предвид тогава електронът като вълнова частица и се разрешава диференциалното уравнение на Шрьодингер за водородния атом (най-простата система от всички), бяха получени известните квантови числа.

Тези числа показват, че електроните не могат да заемат място в атома, а само тези, които се подчиняват на дискретно и квантово енергийно ниво. Математическият израз на горното е известен като вълнова функция.

Така от водородния атом се изчислява поредица от енергийни състояния, управлявани от квантови числа. Тези енергийни състояния се наричаха атомни орбитали.

Но те само описват местонахождението на един електрон във водороден атом. За други атоми, полиелектроника, от хелий нататък беше направено орбитално приближение. Защо? Тъй като решаването на уравнението на Шрьодингер за атоми с два или повече електрона е много сложно (дори при съвременна технология).

Какво представляват атомните орбитали?

Атомните орбитали са вълнови функции, които се състоят от два компонента: един радиален и един ъглов. Този математически израз се записва като:

Ψ _nlml = R _NL (г) Y _LML (θφ)

Въпреки че в началото може да изглежда сложно, обърнете внимание, че квантовите числа n, l и ml са посочени с малки букви. Това означава, че тези три числа описват орбиталата. R _nl (r), по-известен като радиална функция, зависи от nyl; докато Y _LML (θφ), ъглово функция зависи от L и мл.

В математическото уравнение има също променливите r, разстоянието до ядрото и θ и ϕ. Резултатът от целия този набор от уравнения е физическо представяне на орбиталите. Кое? Този, който се вижда на изображението по-горе. Там са показани серия от орбитали, които ще бъдат обяснени в следващите раздели.

Техните форми и дизайн (не цветовете) идват от графиката на вълновите функции и техните радиални и ъглови компоненти в пространството.

Функция на радиална вълна

Както се вижда в уравнението, R _nl (r) зависи както от n, така и от l. И така, функцията на радиалната вълна се описва от основното ниво на енергия и нейните под равнини.

Ако електронът би могъл да се снима независимо от посоката му, може да се наблюдава безкрайно малка точка. След това, като правите милиони снимки, може да се детайлизира как облакът от точки се променя като функция на разстояние до ядрото.

По този начин може да се сравни плътността на облака в далечината и в близост до ядрото. Ако същата операция беше повторена, но с друго енергийно ниво или под ниво, ще се образува друг облак, който затваря предишната. Между двете има малко пространство, където електронът никога не се намира; това е това, което е известно като радиален възел.

Също така, в облаците има области с по-висока и по-ниска електронна плътност. Тъй като те стават по-големи и по-далеч от ядрото, те имат повече радиални възли; и освен това, разстояние r, при което електронът обикаля по-често и е по-вероятно да бъде намерен.

Ъглова вълнова функция

Отново, това е известно от уравнението, че Y _LML (θφ) е описан основно от квантово число L и на мл. Този път той участва в магнитното квантово число, следователно се определя посоката на електрона в пространството; и тази посока може да се вземе от математическите уравнения, включващи променливите θ и ϕ.

Сега ние не пристъпваме да правим снимки, а да запишем видео на траекторията на електрона в атома. Противно на предишния експеримент, не се знае къде точно е електронът, а къде отива.

Докато електронът се движи, той описва по-дефиниран облак; всъщност сферична фигура или такава с лобове, като тези, които се виждат на изображението. Типът на фигурите и тяхната посока в пространството се описват с l и ml.

Има региони, близо до ядрото, където електронът не преминава и фигурата изчезва. Такива региони са известни като ъглови възли.

Например, ако погледнете първата сферична орбитала, бързо стигате до извода, че тя е симетрична във всички посоки; това обаче не е така с другите орбитали, чиито форми разкриват празни пространства. Те могат да се наблюдават при произхода на декартовата равнина и във въображаемите равнини между лобовете.

Вероятност за намиране на електронната и химическата връзка

Източник: От Фондация CK-12 (Файл: High School Chemistry.pdf, страница 265), чрез Wikimedia Commons

За да се определи истинската вероятност за намиране на електрон в орбитала, трябва да се вземат предвид двете функции: радиална и ъглова. Следователно не е достатъчно да приемем ъгловия компонент, тоест илюстрираната форма на орбиталите, но и как тяхната електронна плътност се променя по отношение на разстоянието от ядрото.

Въпреки това, тъй като посоките (ml) отличават една орбитала от друга, е практично (макар и може би не напълно правилно) да се вземе предвид само формата на орбиталата. По този начин описанието на химическата връзка се обяснява с припокриването на тези цифри.

Например по-горе е сравнително изображение на три орбитали: 1s, 2s и 3s. Обърнете внимание на неговите радиални възли вътре. Орбиталата 1s няма възел, докато другите две имат един и два възли.

Когато разглеждате химическа връзка, е по-лесно да имате предвид само сферичната форма на тези орбитали. По този начин орбиталата на ns се приближава до друга, а на разстояние r, електронът ще образува връзка с електрона на съседния атом. Оттук възникват няколко теоретици (TEV и TOM), които обясняват тази връзка.

Как се символизират?

Атомните орбитали изрично се символизират като: nl _ml.

Квантовите числа приемат цели числа 0, 1, 2 и т.н., но за да символизират орбиталите, остава само числова стойност n. Докато за l, цялото число се заменя със съответната му буква (s, p, d, f); и за ml, променлива или математическа формула (с изключение на ml = 0).

Например за орбитала 1s: n = 1, s = 0 и ml = 0. Същото важи за всички ns орбитали (2s, 3s, 4s и т.н.).

За да символизира останалата част от орбиталите, е необходимо да се обърне внимание на техните видове, всяка със собствени енергийни нива и характеристики.

Видове

Орбитали s

Квантовите числа l = 0 и ml = 0 (в допълнение към техните радиални и ъглови компоненти) описват орбитала със сферична форма. Това е тази, която оглавява пирамидата на орбиталите на първоначалното изображение. Също така, както се вижда на изображението на радиалните възли, може да се очаква, че орбиталите 4s, 5s и 6s имат три, четири и пет възли.

Те се характеризират с това, че са симетрични и техните електрони изпитват по-голям ефективен ядрен заряд. Това е така, защото неговите електрони могат да проникнат във вътрешните обвивки и да се движат много близо до ядрото, което упражнява положително привличане върху тях.

Следователно има вероятност 3S електрон да проникне в орбиталите 2s и 1s, приближавайки се до ядрото. Това обяснява защо атом с SP хибридни орбитали е по-електроотрицателна (с по-голяма склонност да привлече електронна плътност от съседните му атома) от един с SP ³ хибридизация.

По този начин, електроните в s орбиталите са тези, които изпитват ядрото заряд най-много и са по-енергийно стабилни. Заедно те упражняват екраниращ ефект върху електроните в други подравнини или орбитали; тоест, те намаляват действителния ядрен заряд Z, изпитван от най-външните електрони.

Орбитали p

Източник: Дейвид Мантей чрез Wikipedia

Р орбиталите имат квантовите числа l = 1 и със стойности на ml = -1, 0, +1. Тоест, електрон в тези орбитали може да поеме три посоки, които са представени като жълти дъмбели (според изображението по-горе).

Обърнете внимание, че всеки дъмбел е разположен по декарта x, y и z ос. Следователно тази p орбитала, разположена на оста x, се обозначава като p _x; този по оста y, p _y; и ако тя сочи перпендикулярно на равнината x, тоест на оста z, тогава е p _z.

Всички орбитали са перпендикулярни една на друга, тоест образуват ъгъл 90º. По същия начин ъгловата функция изчезва в ядрото (произходът на декартовата ос) и съществува само вероятността да се намери електронът в лобовете (чиято плътност на електроните зависи от радиалната функция).

Лош защитен ефект

Електроните в тези орбитали не могат да проникнат във вътрешните обвивки толкова лесно, колкото s орбиталите. Сравнявайки техните форми, p орбиталите изглежда са по-близо до ядрото; обаче ns-електроните се намират по-често около ядрото.

Каква е последицата от горното? Че np електронът изпитва по-нисък ефективен ядрен заряд. Освен това последното се намалява допълнително от екраниращия ефект на s орбиталите. Това обяснява, например, защо атом с SP ³ хибридни орбитали е по-малко от една електроотрицателна с SP ² или SP орбити.

Важно е също да се отбележи, че всеки дъмбел има ъглова възлова равнина, но няма радиални възли (само 2p орбитали). Тоест, ако беше нарязан, нямаше да има слоеве вътре, както при орбиталата 2s; но от 3p орбитала нататък ще започнат да се наблюдават радиални възли.

Тези ъглови възли са отговорни за най-външните електрони, които изпитват лош екраниращ ефект. Например, 2s електрони екранират тези в 2p орбитали по-добре, отколкото 2p електрони екранират тези в 3s орбиталата.

Px, Py и Pz

Тъй като стойностите на ml са -1, 0 и +1, всяка представлява Px, Py или Pz орбитала. Общо те могат да приемат шест електрона (по два за всяка орбита). Този факт е решаващ за разбирането на електронната конфигурация, периодичната таблица и елементите, съставляващи така наречения p-блок.

Орбитали г

Източник: От Hanilakkis0528, от Wikimedia Commons

D орбиталите имат стойности l = 2, а ml = -2, -1, 0, +1, +2. Следователно има пет орбитали, способни да държат общо десет електрона. Петте ъглови функции на d орбиталите са представени на изображението по-горе.

Първите, 3d орбитали, нямат радиални възли, но всички останали, с изключение на орбитала d _z2, имат две възлови равнини; а не равнините на изображението, тъй като те показват само в кои оси са разположени оранжевите лобчета с форми на детелина. Двете възлови равнини са тези, които се разделят перпендикулярно на сивата равнина.

Формите им ги правят още по-малко ефективни в защитата на ефективния ядрен заряд. Защо? Тъй като имат повече възли, чрез които ядрото може да привлече външни електрони.

Следователно, всички d орбитали допринасят за по-слабо изразено увеличение на атомните радиуси от едно енергийно ниво на друго.

Орбитали f

Източник: От Geek3, от Wikimedia Commons

И накрая, f орбиталите имат квантови числа със стойности l = 3 и ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Има седем f орбитали за общо четиринадесет електрона. Тези орбитали стават достъпни от период 6, повърхностно символизирани като 4f.

Всяка от ъгловите функции представлява лобове със сложни форми и няколко възлови равнини. Следователно те екранират външните електрони още по-малко и това явление обяснява това, което е известно като свиване на лантанид.

Поради тази причина при тежките атоми няма ясно изразена промяна в атомните им радиуси от едно ниво n на друго n + 1 (например 6n до 7n). Към днешна дата орбиталите 5f са последни намерени в естествени или изкуствени атоми.

Имайки предвид всичко това, се открива пропаст между това, което е известно като орбита и орбиталите. Въпреки че текстово те са сходни, в действителност те са много различни.

Концепцията за атомната орбитала и орбиталното приближаване направи възможно да се обясни химическата връзка и как тя може по един или друг начин да повлияе на молекулната структура.

Препратки

1. Шивър и Аткинс. (2008 г.). Неорганична химия. (Четвърто издание., Стр. 13-8). Mc Graw Hill.
2. Хари Б. Грей. (1965). Електрони и химично свързване. WA Benjamin, Inc. Ню Йорк.
3. Quimitube. (SF). Атомни орбитали и квантови числа. Възстановено от: quimitube.com
4. Nave CR (2016). Визуализиране на електронни орбитали. Възстановени от: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Кларк Дж. (2012). Атомни орбитали. Възстановено от: chemguide.co.uk
6. Квантови приказки. (26 август 2011 г.). Атомни орбитали, гимназиална лъжа. Възстановени от: cuentos-cuanticos.com