Que é os orbitais atómicos?

En Química e Física de orbitais atómicas - unha función chamada de onda, que describe as propiedades características de non máis que dous electróns na veciñanza do núcleo atómico ou núcleos do sistema como na molécula. Orbital é frecuentemente descrita como unha área tridimensional dentro do cal existe unha probabilidade do 95 por cento de atopar o electrón.

Orbitais e órbita

Cando un planeta móvese ao redor do Sol, el esboza un camiño chamado unha órbita. Do mesmo xeito átomo pode ser representada en forma de electróns, circulando en órbita arredor do núcleo. En realidade, todo é diferente, e os electróns están nas áreas de espazo coñecidos como os orbitais atómicas. contido en átomos de Química simplificado modelo de cálculo para a onda da ecuación de Schrödinger e, polo tanto, determinar estados posibles de electróns.

Órbitas e orbitais son semellante, pero eles teñen significados completamente diferentes. É crucial para entender a diferenza entre eles.

As imaxes non poden orbitar

Para construír a traxectoria de algo, ten que saber exactamente onde o obxecto é, e poder determinar onde estará en un momento. Isto non é posible para un electrón.

Segundo o principio de incerteza de Heisenberg, é imposible saber exactamente onde a partícula na actualidade e onde será máis tarde. (En realidade, o principio di que é imposible determinar, ao mesmo tempo e coa certeza absoluta da súa dinámica e impulso).

Polo tanto, é imposible construír un movemento órbita do electrón en torno ao núcleo. É este un problema? Non. Se algo é imposible, tomarase, e para atopar formas de evitar.

hidróxeno electrónicas - 1s-orbital

Supoñamos que hai un átomo de hidróxeno e nun determinado momento están gráficamente posición dun electrón impreso. Pouco tempo despois diso, o procedemento é repetido, eo observador comprobar que a partícula é unha nova posición. Cando saíu do primeiro lugar na segunda, non se sabe.

Continuamos a actuar deste xeito, gradualmente formaron unha especie de 3D-mapa dos lugares probables onde a partícula.

No caso do átomo de hidróxeno de electróns pode ser en calquera lugar dentro dun espazo esférico arredor do núcleo. O diagrama mostra unha sección transversal do espazo esférico.

95% do tempo (ou de calquera outra porcentaxe, xa cen por cento de seguridade pode proporcionar un universo dimensións), o electrón pode situarse dentro rexión espazo moi facilmente determinada suficientemente preto do núcleo. Tal trama chámase orbital. orbitais atómicas - unha rexión do espazo no que hai un electrón.

O que está facendo? Non sabemos, non podemos saber, e entón eu simplemente ignorar o problema! Só podemos dicir que, se o electrón está nun determinado orbital, terá unha certa enerxía.

Cada orbital ten un nome.

O espazo ocupado por electróns hidróxeno chamado 1s-orbitais. A unidade aquí significa que a partícula está no preto do núcleo do nivel de enerxía. S indica a forma da órbita. S-orbitais esférico simétrico respecto ao núcleo de -, polo menos, como unha esfera oca dun material bastante denso, cun núcleo no seu centro.

2s

Seguinte orbitais - 2s. É semellante a 1s, agás que a zona máis probable atopar o electrón é máis lonxe do núcleo. Este segundo nivel de enerxía orbital.

Se ollar de preto, vai notar que canto máis preto do núcleo ten unha zona de algo maior densidade de electróns ( "densidade" é outra forma de se referir á probabilidade de que a partícula está presente nun determinado lugar).

2s-electróns (e 3s, 4S, e así por diante. D.) pasar parte do seu tempo é moito máis preto do centro do átomo do que sería de esperar. Isto resulta nunha lixeira diminución da súa enerxía en s-orbitais. Canto máis preto o electrón se achega do núcleo, menos a súa enerxía.

3S-, 4S-orbitais (e t. D.) ordenada máis lonxe do átomo central.

P-orbitais

Non todos os electróns habitan s-orbital (en realidade, moi poucos deles están aí). No primeiro nivel de enerxía é o único lugar dispoñible para eles é a situación dos 1s, a segunda 2s engadidos e 2p.

Orbitais deste tipo aparece como 2 globos idénticos son ligados uns ós outros no núcleo. O diagrama mostra unha vista en corte transversal dunha rexión espacial 3-dimensional. De novo, mostra só a rexión orbital cunha probabilidade do 95 por cento de atopar un único electrón.

Se imaxinarmos a plano horizontal que pasa a través do núcleo de tal modo que unha parte da órbita será situado por enriba do plano, eo outro baixo el, non hai ningunha probabilidade de atopar o electrón neste plan. Dende a partícula móvese dun lado para o outro, se nunca sería capaz de pasar a través do plano do anel? Isto é debido á súa natureza de onda.

A diferenza S-, p-orbital ten unha certa directividade.

En calquera nivel de enerxía pode ter tres orbitais p absolutamente equivalentes en ángulos rectos entre si. Son arbitrariamente designados polos símbolos p _x, p _{y, z} e _p. Así fixo, por conveniencia - o que se entende polas direccións de X, Y ou Z, que está en constante cambio, t átomo para movéndose aleatoriamente no espazo ...

Orbitais p do segundo nivel de enerxía chámase 2p _x 2p _y e _{z 2p.} Existen similar orbital e siga _{- 3P x, y, 3P 3P} z, 4P x, 4P y, z 4P e así por diante.

Todos os niveis, con excepción do primeiro, ten orbitais p. Ao tirar superior "pétalos", con o lugar máis probable de atopar o electrón a unha maior distancia do núcleo.

d- e F-orbitais

Ademais do s- e orbitais p, hai outros dous conxuntos de orbitais dispoñibles para electróns para niveis de enerxía máis altos. A terceira posibilidade de existencia de cinco orbitais d (con formas e nomes complexos) e 3S- e 3P-orbitais _{(3P x, y 3P, 3P} z). En total, hai 9 deles aquí.

No cuarto, xunto con 4S e 4P e 4D aparecen 7 F-orbitais adicionais - só 16 anos, tamén dispoñible en todos os niveis de enerxía máis altos.

electróns de aloxamento en orbitais

Un átomo pode ser representado como unha casa moi extravagante (como unha pirámide invertida) co núcleo vivo na planta baixa, e varios cuartos nos pisos superiores ocupados por electróns:

• na planta baixa hai só 1 baño (1s);
• a segunda ten catro cuartos (2s, 2p _x 2p _y e _{z 2P);}
• no terceiro andar ten 9 habitacións (unha 3s, tres 3P e cinco 3d orbitais) e así por diante.

Pero os cuartos non son moi grandes. Cada un deles pode conter 2 electróns.

Un xeito cómodo para mostrar as orbitais atómicas en que as partículas son - é deseñar unha "célula cuántica."

móbil cuanto

orbitais atómicas poden ser representados como cadrados cos electróns en si, descrito como frechas. Moitas veces, as frechas que apuntan cara a arriba e cara a abaixo, son utilizados para mostrar que estas partículas difiren uns dos outros.

A necesidade de ter de electróns diferente no átomo é unha consecuencia da teoría cuántica. Se eles están en orbitais diferentes - iso é bo, pero se eles están situados en un, entre eles debe haber algunha diferenza sutil. A teoría cuántica dá as propiedades das partículas, que se chama "spin" - só el e indica a dirección das frechas.

electróns 1s-orbitais con dúas descrito como un cadrado con dúas frechas apuntando cara arriba e para abaixo, pero tamén poden ser gardadas aínda máis rapidamente a medida que as 1s ^2. Esta é lido como "un s dous" e non como "un s ao cadrado". Non confunda os números nesta notación. El indica o primeiro nivel de enerxía, eo segundo - o número de partículas no orbital.

hibridación

En química, a hibridación é o concepto de mestura orbitais en novo híbrido capaz de vinculación de electróns para formar enlaces químicos. SP-hibridación explica as ligazóns químicas de compostos, como alcinos. Neste modelo, os orbitais áticas de carbono e 2s 2p son mesturados, formando dúas SP-orbitais. Acetileno C ₂ H ₂ consta-SP-SP entrelaçamento dous átomos de carbono para formar un σ-conexión e dous enlaces k adicionais.

Orbitais atómicas de carbono en hidrocarburos saturados teñen a mesma sp ³ híbrido orbital, en forma de haltere, unha porción da cal é moito maior que o outro.

SP ² é semellante á hibridación anterior e está formado por mestura de un s e dous orbitais p. Por exemplo, nunha molécula de etileno están formadas tres sp ² - e unha orbital p-.

orbitais atómicas: principio de recheo

Imaxinando transicións dun átomo a outro na táboa periódica dos elementos químicos, é posible instalar a seguinte estrutura electrónica dun átomo, poñendo máis partículas no próximo orbital dispoñible.

Electróns, antes de encher os niveis de enerxía máis altos, ocupan inferior, máis preto do núcleo. Onde hai unha selección, son cubertos orbitais individualmente.

Tal procedemento para o recheo coñecida como regra de Hund. Ela aplícase só cando os orbitais teñen enerxías iguais e tamén axuda a minimizar a repulsión entre os electróns, que forma átomo máis estable.

Débese notar que na enerxía s-orbital é sempre un pouco menor que a da provincia co mesmo nivel de enerxía, entón a primeira é sempre cuberto antes do último.

O que é realmente raro é a posición 3D-orbitais. Están a un nivel superior que 4S, e, polo tanto, 4S-orbitais son cubertas primeiro, e logo, as 4P-orbitais e 3D-.

confusión semellante ocorre en niveis máis elevados e con un gran número de puntos entre os mesmos. Polo tanto, por exemplo, orbitais atómicas 4F non son cubertos ata que todos os bancos están ocupados en 6s.

O coñecemento do proceso de enchido é central para a comprensión de como describir a estrutura electrónica.