АТОМНІ ОРБІТАЛІ: З ЧОГО ВОНИ СКЛАДАЮТЬСЯ ТА ТИПИ - ХІМІЯ - 2025

Ці атомні орбіталі є тими областями атома , який визначається хвильової функцією для електронів. Хвильові функції - це математичні вирази, отримані в результаті розв’язання рівняння Шредінгера. Вони описують енергетичний стан одного або декількох електронів у просторі, а також ймовірність його знаходження.

Ця фізична концепція, застосована хіміками для розуміння зв’язку та періодичної таблиці, розглядає електрон як хвилю і частинку одночасно. Тому зображення Сонячної системи відкидають, де електрони - це планети, що обертаються по орбітах навколо ядра або Сонця.

Джерело: За допомогою haade, через Wikimedia Commons

Ця застаріла візуалізація стане корисною для ілюстрації рівнів енергії атома. Наприклад: коло, оточене концентричними кільцями, що представляють орбіти, та їх статичними електронами. Насправді це образ, з яким атом вводиться дітям та молоді.

Однак справжня структура атома є надто складною, щоб навіть мати її грубу картину.

Розглядаючи тоді електрон як частину хвилі і розв’язуючи диференціальне рівняння Шредінгера для атома водню (найпростіша система з усіх), були отримані відомі квантові числа.

Ці числа вказують на те, що електрони не можуть займати жодного місця в атомі, а лише ті, що підкоряються дискретному і квантованому енергетичному рівню. Математичне вираження вищесказаного відоме як хвильова функція.

Таким чином, з атома водню було оцінено ряд енергетичних станів, керованих квантовими числами. Ці енергетичні стани отримали назву атомних орбіталей.

Але вони лише описували місцезнаходження електрона в атомі водню. Для інших атомів, поліелектроніки, від гелію далі, було зроблено орбітальне наближення. Чому? Тому що розв’язати рівняння Шредінгера для атомів з двома і більше електронами дуже складно (навіть при сучасній технології).

Що таке атомні орбіталі?

Атомні орбіталі - це хвильові функції, що складаються з двох компонентів: однієї радіальної та однієї кутової. Цей математичний вираз записується як:

Ψ _nlml = R _nl (r) Y _lml (θϕ)

Хоча спочатку це може здатися складним, зауважте, що квантові числа n, l та ml позначаються малими літерами. Це означає, що ці три числа описують орбіталь. R _nl (r), більш відомий як радіальна функція, залежить від nyl; тоді як Y _lml (θϕ), кутова функція, залежить від l та ml.

У математичному рівнянні також є змінні r, відстань до ядра та θ і ϕ. Результатом усього цього набору рівнянь є фізичне зображення орбіталей. Який? Той, що видно на зображенні вище. Там показано ряд орбіталей, які будуть пояснені в наступних розділах.

Їх форми та конструкції (не кольори) походять від графіку хвильових функцій та їх радіальних та кутових складових у просторі.

Функція радіальної хвилі

Як видно з рівняння, R _nl (r) залежить як від n, так і від l. Отже, функція радіальної хвилі описується основним рівнем енергії та її підрівнями.

Якби електрон міг сфотографуватися незалежно від його напрямку, можна було б спостерігати нескінченно малу точку. Тоді, зробивши мільйони фотографій, можна було детально пояснити, як змінюється хмара точок як функція відстані до ядра.

Таким чином можна порівняти щільність хмари на відстані та біля ядра. Якщо та сама операція була повторена, але з іншим енергетичним рівнем або підрівнем, утворилася б інша хмара, яка закриває попередню. Між ними є невеликий простір, де електрон ніколи не знаходиться; це те, що відоме як радіальний вузол.

Також у хмарах є області з більшою та нижчою електронною щільністю. Коли вони стають більшими та далі від ядра, то вони мають більше радіальних вузлів; і, крім того, відстань r, де електрон кружляє частіше і є більш імовірним.

Кутова хвильова функція

Знову ж таки, з рівняння відомо, що Y _lml (θϕ) в основному описується квантовими числами l і ml. Цього разу він бере участь у магнітному квантовому числі, тому визначається напрям електрона в просторі; і цей напрямок можна зрозуміти з математичних рівнянь, що включають змінні θ і ϕ.

Тепер ми не приступаємо до фотографування, а для запису відео на траєкторію електрона в атомі. Всупереч попередньому експерименту невідомо, де саме знаходиться електрон, але куди він йде.

Коли електрон рухається, він описує більш визначену хмару; насправді сферична фігура, або ця з часточками, як ті, що бачать на зображенні. Тип фігур та їх напрямок у просторі описуються l та ml.

Є ділянки, близькі до ядра, де електрон не проходить і фігура зникає. Такі регіони відомі як кутові вузли.

Наприклад, якщо ви подивитеся на першу сферичну орбіталь, ви швидко прийшли до висновку, що вона симетрична у всіх напрямках; однак це не так з іншими орбіталями, форми яких розкривають порожні простори. Їх можна спостерігати як у початку декартової площини, так і у уявних площинах між часточками.

Ймовірність знаходження електронного та хімічного зв’язку

Джерело: Фонд CK-12 (Файл: High School Chemistry.pdf, сторінка 265), через Wikimedia Commons

Щоб визначити справжню ймовірність знаходження електрона в орбіталі, слід враховувати дві функції: радіальну і кутову. Тому недостатньо припустити кутовий компонент, тобто проілюстровану форму орбіталей, але і те, як змінюється їх щільність електронів щодо відстані від ядра.

Однак, оскільки напрямки (мл) відрізняють одну орбітальну від іншої, практично (хоча можливо не зовсім коректно) розглядати лише форму орбіталі. Таким чином опис хімічного зв’язку пояснюється перекриттям цих цифр.

Наприклад, вище - порівняльне зображення трьох орбіталей: 1s, 2s та 3s. Зверніть увагу на його радіальні вузли всередині. Орбіталь 1s не має вузла, а інші два мають один і два вузли.

Розглядаючи хімічний зв’язок, простіше мати на увазі лише сферичну форму цих орбіталей. Таким чином орбіталь ns наближається до іншого, і на відстані r електрон утворить зв’язок з електроном сусіднього атома. Звідси виникає декілька теоретиків (TEV і TOM), які пояснюють це посилання.

Як вони символізуються?

Атомні орбіталі явно символізуються як: nl _мл .

Квантові числа приймають цілі значення 0, 1, 2 тощо, але для символізації орбіталей залишається лише числове значення n. У той час як для l, ціле число замінюється відповідною літерою (s, p, d, f); а для ml - змінна або математична формула (крім ml = 0).

Наприклад, для орбіталі 1s: n = 1, s = 0 і ml = 0. Те саме стосується всіх ns орбіталей (2s, 3s, 4s тощо).

Щоб символізувати решту орбіталей, необхідно звернутися до їх типів, кожен зі своїми енергетичними рівнями та характеристиками.

Типи

Орбіталі s

Квантові числа l = 0, а ml = 0 (крім радіальної та кутової складових) описують орбіталь із сферичною формою. Це той, який очолює піраміду орбіталей початкового зображення. Також, як видно на зображенні радіальних вузлів, можна очікувати, що орбіталі 4s, 5s та 6s мають три, чотири та п’ять вузлів.

Вони характеризуються симетричністю, а їхні електрони відчувають більший ефективний ядерний заряд. Це тому, що його електрони можуть проникати у внутрішні оболонки і ширяти дуже близько до ядра, що чинить на них позитивне тяжіння.

Тому існує ймовірність, що електрон 3s може проникнути в орбіту 2s та 1s, наблизившись до ядра. Цей факт пояснює, чому атом зі sp-гібридними орбіталями є більш електронегативним (із більшою тенденцією до залучення електронної щільності від сусідніх атомів), ніж один із гібридизацією sp ³ .

Таким чином, електрони на s орбіталях - це ті, які найбільше відчувають заряд ядра та є більш енергетично стійкими. Разом вони надають захисний ефект на електрони в інших підрівнях або орбіталях; тобто вони зменшують фактичний ядерний заряд Z, який відчувають самі зовнішні електрони.

Орбіталі с

Джерело: Девід Манті через Вікіпедію

Р орбіталі мають квантові числа l = 1 і зі значеннями ml = -1, 0, +1. Тобто електрон на цих орбіталях може приймати три напрямки, які представлені у вигляді жовтих гантелей (відповідно до зображення вище).

Зауважте, що кожен гантель розташований уздовж декартової осі x, y та z. Тому ця орбіталь p, розташована на осі x, позначається як p _x ; той по осі y, p _y ; і якщо він вказує перпендикулярно до площини xy, тобто на осі z, то це p _z .

Всі орбіталі перпендикулярні одна одній, тобто утворюють кут 90º. Так само в ядрі зникає кутова функція (походження декартової осі), і існує лише ймовірність знаходження електрона в межах часточок (щільність електронів залежить від радіальної функції).

Поганий захисний ефект

Електрони на цих орбіталях не можуть проникати у внутрішні оболонки так легко, як s орбіталі. Порівнюючи їх форми, p орбіталі здаються ближче до ядра; однак ns-електрони частіше зустрічаються навколо ядра.

Що є наслідком сказаного? Що np електрон відчуває нижчий ефективний ядерний заряд. Крім того, остання знижується ефектом екранування s-орбіталей. Це пояснює, наприклад, чому атом зі sp ³ гібридними орбіталями менш електронегативний, ніж один зі орбіталями sp ² або sp.

Важливо також зазначити, що у кожної гантелі є кутова вузлова площина, але немає радіальних вузлів (лише 2p орбіталі). Тобто, якби його нарізати, всередині не було б шарів, як у орбіталі 2s; але з орбіти 3p і далі починають спостерігатися радіальні вузли.

Ці кутові вузли відповідають за зовнішні електрони, які відчувають поганий захисний ефект. Наприклад, електрони 2s захищають ті, що знаходяться на орбіталі 2p, краще, ніж 2p-електрони, які захищають електроні в орбіталі 3s.

Px, Py і Pz

Оскільки значення ml дорівнюють -1, 0 і +1, кожне являє собою орбіталь Px, Py або Pz. Всього вони можуть вмістити шість електронів (по два на кожну орбітальну). Цей факт має вирішальне значення для розуміння електронної конфігурації, періодичної таблиці та елементів, що складають так званий p-блок.

Орбіталі d

Джерело: Автор Hanilakkis0528, із Вікісховища

D орбіталі мають значення l = 2, а ml = -2, -1, 0, +1, +2. Тому існує п'ять орбіталей, здатних утримувати десять електронів в цілому. П'ять кутових функцій d орбіталей представлені на зображенні вище.

У перших, 3d-орбіталей, відсутні радіальні вузли, але всі інші, крім орбіталі d _z2 , мають дві вузлові площини; не площини зображення, оскільки вони лише показують, в яких осях розташовані помаранчеві часточки з формами листя конюшини. Дві вузлові площини - це ті, що діляться перпендикулярно сірій площині.

Їх форми роблять їх ще менш ефективними в захисті ефективного ядерного заряду. Чому? Тому що в них більше вузлів, через які ядро ​​може залучати зовнішні електрони.

Тому всі d орбіталі сприяють менш вираженому збільшенню атомних радіусів від одного енергетичного рівня до іншого.

Орбіталі f

Джерело: Автор Geek3, з Wikimedia Commons

Нарешті, f орбіталі мають квантові числа зі значеннями l = 3, а ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Існує сім f орбіталей на загальну кількість чотирнадцяти електронів. Ці орбіталі стають доступними з 6 періоду, поверхово символізуються як 4f.

Кожна з кутових функцій являє собою часточки зі складною формою та декількома вузловими площинами. Тому вони захищають зовнішні електрони ще менше, і це явище пояснює те, що відомо як скорочення лантанідів.

З цієї причини для важких атомів немає вираженої зміни їх атомних радіусів від одного рівня n до іншого n + 1 (наприклад, 6n - 7n). На сьогоднішній день орбіталі 5f є останніми знайденими в природних або штучних атомах.

Зважаючи на це, між тим, що відомо як орбіта і орбіталями, відкривається затока. Хоча текстурно вони схожі, насправді вони дуже різні.

Поняття атомної орбіталі та орбітальне наближення дали змогу пояснити хімічний зв’язок і як він може, так чи інакше, впливати на молекулярну структуру.

Список літератури

1. Шивер і Аткінс. (2008). Неорганічна хімія. (Четверте видання., Стор. 13-8). Mc Graw Hill.
2. Гаррі Б. Грей. (1965). Електрони та хімічне скріплення. WA Benjamin, Inc. Нью-Йорк.
3. Кімітуб. (sf). Атомні орбіталі та квантові числа. Відновлено з: quimitube.com
4. Nave CR (2016). Візуалізація електронних орбіталей. Відновлено: гіперфізика.фі-астр.гсу.еду
5. Кларк Дж. (2012). Атомні орбіталі. Відновлено з: chemguide.co.uk
6. Квантові казки. (26 серпня 2011 р.). Атомні орбіталі, середня школа брехня. Відновлено з: cuentos-cuanticos.com