Atomaire orbitalen in wat ze zijn, hoe ze worden gesymboliseerd en typen

de atomaire orbitalen zijn die gebieden van het atoom die worden gedefinieerd door een golffunctie voor elektronen. Golffuncties zijn wiskundige uitdrukkingen verkregen uit de resolutie van de Schrödinger-vergelijking. Deze beschrijven de energietoestand van een of meer elektronen in de ruimte, evenals de waarschijnlijkheid om het te vinden.

Dit fysieke concept, toegepast door chemici voor het begrijpen van de link en het periodiek systeem, beschouwt het elektron tegelijkertijd als een golf en een deeltje. Daarom wordt het beeld van het zonnestelsel afgedankt, waarbij de elektronen planeten zijn die in banen rond de kern of de zon draaien.

Deze verouderde visualisatie is praktisch bij het illustreren van de energieniveaus van het atoom. Bijvoorbeeld: een cirkel omgeven door concentrische ringen die de banen voorstellen, en hun statische elektronen. In feite is dit het beeld waarmee het atoom wordt voorgesteld aan kinderen en jongeren.

De werkelijke atomaire structuur is echter te complex om er zelfs een benaderend beeld van te hebben.

Als we het elektron als een golfdeeltje beschouwen en de differentiaalvergelijking van Schrödinger voor het waterstofatoom (het eenvoudigste systeem van allemaal) oplossen, werden de beroemde kwantumgetallen verkregen.

Deze getallen geven aan dat de elektronen geen enkele plaats van het atoom kunnen innemen, maar alleen degenen die een niveau van discrete en gekwantiseerde energie gehoorzamen. De wiskundige uitdrukking van het bovenstaande staat bekend als de golffunctie.

Dus, van het waterstofatoom, werden een reeks van energetische toestanden beheerst door kwantumgetallen geschat. Deze energietoestanden werden atomaire orbitalen genoemd.

Maar deze beschreven alleen de verblijfplaats van een elektron in een waterstofatoom. Voor andere atomen, de polyelektronica, vanaf helium, werd een orbitale benadering gemaakt. Waarom? Omdat de resolutie van de Schrödinger-vergelijking voor atomen met twee of meer elektronen erg ingewikkeld is (zelfs met de huidige technologie).

index

• 1 Wat zijn de atomaire orbitalen?
  • 1.1 Radiale golffunctie
  • 1.2 Hoekige golffunctie
  • 1.3 Kans op het vinden van de elektron- en chemische binding
• 2 Hoe worden ze gesymboliseerd?
• 3 soorten
  • 3.1 Orbitalen
  • 3.2 Orbitalen p
  • 3.3 Orbitalen d
  • 3.4 Orbitalen
• 4 Referenties

Wat zijn de atomaire orbitalen?

Atoomorbitalen zijn golffuncties die uit twee componenten bestaan: een radiale en een hoekige. Deze wiskundige uitdrukking is geschreven als:

Ψ_NLML = R_nl(r) · Y_LML(Θφ)

Hoewel het in eerste instantie ingewikkeld lijkt, noteer dat quantumnummers n, l en ml Ze zijn aangegeven met kleine letters. Dit betekent dat deze drie getallen de orbitaal beschrijven. R_nl(r), beter bekend als de radiale functie, hangt af van n en l; terwijl Y_LML(θφ), hoekfunctie, afhankelijk van l en ml.

In de wiskundige vergelijking zijn er ook de variabelen r, de afstand tot de kern en θ en φ. Het resultaat van al deze set vergelijkingen is een fysieke representatie van de orbitalen. Wat? Degene die te zien is in bovenstaande afbeelding. Er zijn een reeks orbitalen die in de volgende secties zullen worden uitgelegd.

De vormen en ontwerpen (geen kleuren) komen van het plotten in de ruimte van de golffuncties en hun radiale en hoekige componenten.

Radiale golffunctie

Zoals te zien in de vergelijking, R_nl(r) het hangt er zo van af n vanaf l. Vervolgens wordt de radiale golffunctie beschreven door het hoofdenergieniveau en zijn subniveaus.

Als een foto van het elektron kon worden genomen zonder rekening te houden met de richting ervan, kon een oneindig klein punt worden waargenomen. Vervolgens kunt u met miljoenen foto's gedetailleerd aangeven hoe de puntenwolk verandert op basis van de afstand tot de kern.

Op deze manier kan de densiteit van de wolk worden vergeleken in de afstanden en nabijheid van de kern. Als dezelfde bewerking zou worden herhaald, maar met een ander energieniveau of subniveau, zou er een andere wolk worden gevormd die de vorige zou omsluiten. Tussen de twee is er een kleine ruimte waar het elektron zich nooit bevindt; dit is wat bekend staat als radiale knoop.

Ook zijn er in de wolken gebieden met hogere en lagere elektronische dichtheid. Naarmate ze groter worden en verder van de kern af bewegen, hebben ze meer radiale knooppunten; en ook een afstand r waar het elektron vaker rondgaat en het vaker zal vinden.

Hoekfunctie

Nogmaals, uit de vergelijking is bekend dat Y_LML(θφ) wordt voornamelijk beschreven door kwantumnummers l en ml. Deze keer neemt het deel aan het magnetische kwantumgetal, daarom wordt de richting van het elektron in de ruimte gedefinieerd; en dit adres kan worden geplot uit de wiskundige vergelijkingen die betrekking hebben op de variabelen θ en φ.

Nu gaan we niet over tot het maken van foto's, maar om een ​​video op te nemen van het pad van het elektron in het atoom. In tegenstelling tot het vorige experiment is het onbekend waar het elektron precies is, maar waar het naartoe gaat.

Bij het verplaatsen beschrijft het elektron een meer gedefinieerde wolk; in feite een bolvorm, of een met lobben, zoals die in het beeld te zien zijn. Het type figuren en hun richting in de ruimte worden beschreven door l en ml.

Er zijn gebieden, dicht bij de kern, waar het elektron niet doorgaat en de figuur verdwijnt. Dergelijke regio's zijn bekend als hoekige knopen.

Als bijvoorbeeld de eerste bolvormige orbitaal wordt waargenomen, wordt snel geconcludeerd dat deze in alle richtingen symmetrisch is; Dit is echter niet het geval bij de andere orbitalen, waarvan de vormen lege ruimtes onthullen. Deze kunnen worden waargenomen aan de oorsprong van het Cartesische vlak en op de denkbeeldige vlakken tussen de lobben.

Kans op het vinden van de elektron- en chemische binding

Om de werkelijke waarschijnlijkheid te bepalen van het vinden van een elektron in een orbitaal, moeten de twee functies worden beschouwd: radiaal en hoekig. Daarom is het niet voldoende om de hoekcomponent aan te nemen, dat wil zeggen de geïllustreerde vorm van de orbitalen, maar ook hoe de elektronische densiteit ervan verandert met betrekking tot de afstand van de kern..

Omdat de adressen (ml) de ene baan van de andere onderscheiden, is het praktisch (hoewel misschien niet helemaal correct) om alleen de vorm ervan te beschouwen. Op deze manier wordt de beschrijving van de chemische binding verklaard door de overlapping van deze cijfers.

Een vergelijkend beeld van drie orbitalen is bijvoorbeeld hierboven weergegeven: 1s, 2s en 3s. Let op de radiale knooppunten erin. De 1s-orbitaal mist een knooppunt, terwijl de andere twee een en twee knooppunten hebben.

Bij het beschouwen van een chemische binding, is het gemakkelijker om alleen de bolvorm van deze orbitalen in gedachten te houden. Op deze manier nadert de ns-orbitaal een andere en op afstand r, het elektron zal een binding vormen met het elektron van het aangrenzende atoom. Vanaf hier ontstaan ​​verschillende theoretische (TEV en TOM) die deze link verklaren.

Hoe worden ze gesymboliseerd?

De atomaire orbitalen worden expliciet gesymboliseerd als: nl_ml.

De kwantumgetallen nemen hele waarden 0, 1, 2, enz., Maar symboliseren de orbitalen waar alleen aan wordt overgelaten n een numerieke waarde Terwijl voor l, het hele getal wordt vervangen door de bijbehorende letter (s, p, d, f); en voor ml, een variabele of wiskundige formule (behalve voor ml= 0).

Bijvoorbeeld voor de 1s-orbitaal: n= 1, s = 0, en ml= 0 Hetzelfde geldt voor alle ns-orbitalen (2s, 3s, 4s, etc.).

Om de rest van de orbitalen te symboliseren, moeten hun typen worden aangepakt, elk met energieniveaus en zijn eigen kenmerken.

type

s orbitalen

De kwantumnummers l= 0, en ml= 0 (naast de radiale en hoekcomponenten) beschrijft een orbitaal met een bolvorm. Dit is degene die de piramide van orbitalen van het oorspronkelijke beeld leidt. Ook, zoals te zien in de afbeelding van de radiale knooppunten, kan worden verwacht dat de 4s, 5s en 6s orbitalen drie, vier en vijf knooppunten hebben.

Ze worden gekenmerkt door symmetrisch te zijn en hun elektronen ervaren een grotere effectieve nucleaire lading. Dit komt omdat hun elektronen interne lagen kunnen binnendringen en heel dicht bij de kern kunnen zweven, wat een positieve aantrekkingskracht op hen uitoefent.

Daarom is er een waarschijnlijkheid dat een 3s-elektron de 2s en 1s-orbitaal kan penetreren en de kern nadert. Dit feit verklaart waarom een ​​atoom met sp-hybride orbitalen meer elektronegatief is (met een grotere neiging om elektronische dichtheid van de naburige atomen aan te trekken) dan die met sp-hybridisatie.³.

De elektronen van de orbitalen zijn dus de elektronen die het meest de lading van de kern ervaren en zijn energetisch stabieler. Samen oefenen ze een afschermend effect uit op de elektronen van andere subniveaus of orbitalen; dat wil zeggen, ze verminderen de echte kernlading Z die wordt ervaren door de meest uitwendige elektronen.

Orbitalen p

De p-orbitalen bezitten de kwantumnummers l= 1, en met waarden van ml= -1, 0, +1. Dat wil zeggen, een elektron in deze orbitalen kan drie richtingen aannemen, die worden weergegeven als gele halters (volgens de afbeelding hierboven).

Merk op dat elke halter langs een Cartesiaanse as is geplaatst X, en en z. Daarom wordt die orbitaal p die zich op de x-as bevindt, aangeduid met p_X; die op de y-as, p_en; en als het loodrecht op het xy-vlak wijst, dat wil zeggen, op de z-as, dan is het p_z.

Alle orbitalen staan ​​loodrecht op elkaar, dat wil zeggen ze vormen een hoek van 90º. Ook verdwijnt de hoekfunctie in de kern (de oorsprong van de Cartesiaanse as) en is er alleen de kans om het elektron in de lobben te vinden (waarvan de elektronendichtheid afhankelijk is van de radiale functie).

Slecht afschermeffect

De elektronen van deze orbitalen kunnen niet met hetzelfde gemak binnendringen in interne lagen als die van de s-orbitalen. Bij vergelijking van hun vormen lijken de p-orbitalen dichter bij de kern te zijn; ns-elektronen worden echter het vaakst gevonden rond de kern.

Wat is het gevolg van het bovenstaande? Dat een NP-elektron een lagere effectieve nucleaire lading ervaart. En bovendien wordt de laatste verder gereduceerd door het screeningeffect van de s-orbitalen. Dit verklaart bijvoorbeeld waarom een ​​atoom met hybride orbitale sp³ het is minder elektronegatief dan dat met sp-orbitalen² of sp.

Het is ook belangrijk op te merken dat elke halter een hoekig knoopvlak heeft, maar geen radiaal knooppunt (2p orbitalen niets anders). Dat wil zeggen, als het gesneden zou zijn, zouden er binnenin geen lagen zijn zoals met de 2s-baan; maar vanaf de 3p-orbitaal zouden radiale knooppunten beginnen te worden waargenomen.

Deze hoekknopen zijn verantwoordelijk voor het feit dat de buitenste elektronen een slecht afschermeffect ervaren. Bijvoorbeeld, elektronen van 2s beschermen die van 2p-orbitalen in grotere mate dan 2p-elektronen tot die van 3s-orbitalen.

Px, Py en Pz

Sinds de waarden van ml zijn -1, 0 en +1, elk vertegenwoordigt een Px-, Py- of Pz-orbitaal. In totaal kunnen ze zes elektronen herbergen (twee voor elke orbitaal). Dit feit is cruciaal voor het begrijpen van de elektronische configuratie, het periodiek systeem en de elementen waaruit het zogenaamde blok p bestaat.

d orbitalen

De d orbitalen hebben waarden van l= 2, en ml= -2, -1, 0, +1, +2. Er zijn daarom vijf orbitalen die in totaal tien elektronen kunnen bevatten. De vijf hoekfuncties van de d-orbitalen zijn weergegeven in de bovenstaande afbeelding.

De eerste, de 3d orbitalen, missen radiale knooppunten, maar alle andere, behalve de orbitale d_z2, heb twee knoopvlakken; niet de vlakken van het beeld, omdat deze alleen laten zien in welke assen de oranje lobben zijn geplaatst met vormen van klaverbladeren. De twee knoopvlakken zijn die vlak langs loodrecht op het grijze vlak.

Hun vormen maken ze nog minder effectief in het afschermen van de effectieve nucleaire lading. Waarom? Omdat ze meer knooppunten hebben, waardoor de kern externe elektronen kan aantrekken.

Daarom dragen alle d-orbitalen ertoe bij dat de toename van atomaire radii minder uitgesproken is van het ene energieniveau naar het andere.

f orbitalen

Ten slotte hebben de f orbitalen een quantumnummer met waarden van l= 3, en ml= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Er zijn zeven f orbitalen, voor een totaal van veertien elektronen. Deze orbitalen beginnen beschikbaar te zijn vanaf periode 6, die oppervlakkig wordt gesymboliseerd als 4f.

Elk van de hoekfuncties vertegenwoordigt lobben met ingewikkelde vormen en verschillende knoopvlakken. Daarom beschermen ze nog minder de externe elektronen en dit fenomeen verklaart wat bekend staat als contractie van lanthanide.

Om die reden voor zware atomen is er geen uitgesproken variatie van hun atomaire stralen van een niveau n naar de andere n + 1 (6n tot 7n, bijvoorbeeld). Tot op heden zijn 5f orbitalen de laatste gevonden in natuurlijke of kunstmatige atomen.

Met dit alles in gedachten, opent zich een afgrond tussen wat bekend staat als baan en de orbitalen. Hoewel ze letterlijk hetzelfde zijn, zijn ze in werkelijkheid heel verschillend.

Het concept atomaire orbitaal en de orbitale benadering hebben toelichtingen op de chemische binding mogelijk gemaakt en hoe dit op de een of andere manier de moleculaire structuur kan beïnvloeden.

referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische chemie (Vierde editie, pagina 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Elektronen en chemische hechting. W. A. Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (N.D.). Atomaire orbitalen en kwantumnummers. Teruggeplaatst van: quimitube.com
4. Schip C. R. (2016). Visualizing Electron Orbitals. Teruggeplaatst van: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atomic Orbitals. Teruggeplaatst van: chemguide.co.uk
6. Kwantumverhalen (26 augustus 2011). Atomaire orbitalen, een middelbare school leugen. Hersteld van: cuentos-cuanticos.com