In chemie en fisika is atoomorbitale 'n funksie wat 'n golffunksie genoem word wat die eienskappe beskryf wat kenmerkend is van nie meer as twee elektrone in die omgewing van 'n atoomkern of stelsel van kerne, soos in 'n molekule. 'n Orbitaal word dikwels uitgebeeld as 'n driedimensionele gebied waarbinne daar 'n 95 persent kans is om 'n elektron te vind.
Orbitale en wentelbane
Wanneer 'n planeet om die Son beweeg, volg dit 'n pad wat 'n baan genoem word. Net so kan 'n atoom voorgestel word as elektrone wat in bane om die kern sirkel. Trouens, dinge is anders, en die elektrone is in streke van die ruimte bekend as atoomorbitale. Chemie is tevrede met 'n vereenvoudigde model van die atoom om die Schrödinger-golfvergelyking te bereken en dienooreenkomstig die moontlike toestande van die elektron te bepaal.
Orbitale en orbitale klink soortgelyk, maar hulle het heeltemal verskillende betekenisse. Dit is uiters belangrik om die verskil tussen hulle te verstaan.
Onmoontlik om wentelbane te vertoon
Om die trajek van iets te teken, moet jy presies weet waar die voorwerp isgeleë is, en kan vasstel waar dit binne 'n oomblik sal wees. Dit is onmoontlik vir 'n elektron.
Volgens die Heisenberg-onsekerheidsbeginsel is dit onmoontlik om presies te weet waar 'n deeltjie op die oomblik is en waar dit later sal wees. (Trouens, die beginsel sê dat dit onmoontlik is om gelyktydig en met absolute akkuraatheid die momentum en momentum daarvan te bepaal).
Daarom is dit onmoontlik om 'n wentelbaan van die elektron om die kern te bou. Is dit 'n groot probleem? Geen. As iets nie moontlik is nie, moet dit aanvaar word en maniere om dit moet gevind word.
Waterstofelektron – 1s-orbitaal
Gestel daar is een waterstofatoom en op 'n sekere tydstip word die posisie van een elektron grafies ingeprent. Kort daarna word die prosedure herhaal en die waarnemer vind dat die deeltjie in 'n nuwe posisie is. Hoe sy van die eerste plek na die tweede gekom het, is onbekend.
As jy op hierdie manier voortgaan, sal jy geleidelik 'n soort 3D-kaart vorm van waar die deeltjie waarskynlik sal wees.
In die geval van die waterstofatoom, kan die elektron enige plek binne die sferiese ruimte rondom die kern wees. Die diagram toon 'n deursnit van hierdie sferiese ruimte.
95% van die tyd (of enige ander persentasie, aangesien slegs die grootte van die heelal honderd persent sekerheid kan verskaf) sal die elektron binne 'n redelik maklik gedefinieerde gebied van die ruimte wees, naby genoeg aan die kern. So 'n gebied word 'n orbitaal genoem. Atoomorbitale isstreke van die ruimte waar 'n elektron bestaan.
Wat maak hy daar? Ons weet nie, ons kan nie weet nie, en daarom ignoreer ons eenvoudig hierdie probleem! Ons kan net sê dat as 'n elektron in 'n bepaalde orbitaal is, dit 'n sekere energie sal hê.
Elke orbitaal het 'n naam.
Die ruimte wat deur die waterstofelektron beset word, word die 1s-orbitaal genoem. Die eenheid hier beteken dat die deeltjie op die energievlak naaste aan die kern is. S vertel van die vorm van die wentelbaan. S-orbitale is sferies simmetries om die kern - ten minste soos 'n hol bal van redelik digte materiaal met 'n kern in sy middel.
2s
Die volgende orbitaal is 2s. Dit is soortgelyk aan 1s, behalwe dat die elektron se mees waarskynlike ligging verder van die kern is. Dit is 'n orbitaal van die tweede energievlak.
As jy mooi kyk, sal jy agterkom dat daar nader aan die kern nog 'n gebied met effens hoër elektrondigtheid is ("digtheid" is 'n ander manier om die waarskynlikheid aan te dui dat hierdie deeltjie op 'n sekere plek teenwoordig is).
2s elektrone (en 3'e, 4'e, ens.) spandeer 'n deel van hul tyd baie nader aan die middel van die atoom as wat 'n mens sou verwag. Die gevolg hiervan is 'n effense afname in hul energie in s-orbitale. Hoe nader die elektrone aan die kern kom, hoe laer word hul energie.
3s-, 4s-orbitale (ensovoorts) kom verder van die middel van die atoom af.
P-orbitale
Nie alle elektrone leef in s orbitale nie (om die waarheid te sê, baie min van hulle doen dit). Op die eerste energievlak is die enigste beskikbare ligging vir hulle 1s, op die tweede word 2s en 2p bygevoeg.
Orbitale van hierdie tipe is meer soos 2 identiese ballonne wat in die kern met mekaar verbind is. Die diagram toon 'n deursnit van 'n 3-dimensionele gebied van die ruimte. Weereens, die orbitaal wys net die area met 'n 95 persent kans om 'n enkele elektron te vind.
As ons 'n horisontale vlak voorstel wat deur die kern gaan op so 'n manier dat een deel van die wentelbaan bokant die vlak sal wees en die ander daaronder, dan is daar 'n nul-waarskynlikheid om 'n elektron op hierdie vlak te vind. So hoe kom 'n deeltjie van een deel na 'n ander as dit nooit deur die vlak van die kern kan beweeg nie? Dit is as gevolg van sy golfaard.
Anders as die s-, het p-orbitaal 'n sekere rigting.
Op enige energievlak kan jy drie absoluut ekwivalente p-orbitale hê wat reghoekig op mekaar geleë is. Hulle word arbitrêr aangedui deur die simbole px, py en pz. Dit word gerieflikheidshalwe aanvaar - wat bedoel word met die X-, Y- of Z-rigtings verander voortdurend, aangesien die atoom lukraak in die ruimte beweeg.
P-orbitale op die tweede energievlak word 2px, 2py en 2pz genoem. Daar is soortgelyke orbitale op daaropvolgende orbitale - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz ensovoorts.
Alle vlakke, behalwe die eerste een, het p-orbitale. Op hoër vlakke is die "blare" meer verleng, met die mees waarskynlike ligging van die elektron op 'n groter afstand van die kern.
d- en f-orbitale
Benewens die s- en p-orbitale, is daar twee ander stelle orbitale beskikbaar vir elektrone op hoër energievlakke. Op die derde kan daar vyf d-orbitale wees (met komplekse vorms en name), sowel as 3s- en 3p-orbitale (3px, 3py, 3pz). Daar is 'n totaal van 9 hier.
Op die vierde, saam met 4s en 4p en 4d, verskyn 7 bykomende f-orbitale - 16 in totaal, ook beskikbaar op alle hoër energievlakke.
Plassering van elektrone in orbitale
'n Atoom kan beskou word as 'n baie luukse huis (soos 'n omgekeerde piramide) met 'n kern wat op die grondvloer woon en verskeie kamers op die boonste verdiepings wat deur elektrone beset word:
- daar is net 1 kamer op die eerste verdieping (1s);
- in die tweede kamer is daar reeds 4 (2s, 2px, 2py en 2pz);
- op die derde vloer is daar 9 kamers (een 3s, drie 3p en vyf 3d orbitale) ensovoorts.
Maar die kamers is nie baie groot nie. Elkeen van hulle kan net 2 elektrone hou.
'n Gerieflike manier om die atoombane waarin hierdie deeltjies is te wys, is om "kwantumselle" te teken.
Kwantumselle
KernkragOrbitale kan as vierkante voorgestel word met die elektrone daarin as pyle. Dikwels word op- en afpyltjies gebruik om te wys dat hierdie deeltjies verskil.
Die behoefte aan verskillende elektrone in 'n atoom is 'n gevolg van kwantumteorie. As hulle in verskillende orbitale is, is dit goed, maar as hulle in dieselfde wentelbaan is, moet daar 'n subtiele verskil tussen hulle wees. Kwantumteorie gee deeltjies 'n eienskap genaamd "spin", waarna die rigting van die pyle verwys.
Die
1s-orbitaal met twee elektrone word getoon as 'n vierkant met twee pyle wat op en af wys, maar dit kan ook selfs vinniger as 1s2 geskryf word. Dit lees "een s twee", nie "een s kwadraat nie". Die getalle in hierdie notasies moet nie verwar word nie. Die eerste is die energievlak, en die tweede is die aantal deeltjies per orbitaal.
Hibridization
In chemie is hibridisasie die konsep van die vermenging van atoomorbitale in nuwe hibriede orbitale wat in staat is om elektrone te koppel om chemiese bindings te vorm. Sp-hibridisasie verduidelik die chemiese bindings van verbindings soos alkyne. In hierdie model meng die 2s- en 2p-koolstofatomiese orbitale om twee sp-orbitale te vorm. Asetileen C2H2 bestaan uit 'n sp-sp-verstrengeling van twee koolstofatome met die vorming van 'n σ-binding en twee addisionele π-bindings.
Atoomorbitale van koolstof in versadigde koolwaterstowwe hetidentiese baster sp3-orbitale gevorm soos 'n h alter, waarvan die een deel baie groter as die ander is.
Sp2-hibridisering is soortgelyk aan die voriges en word gevorm deur een s en twee p-orbitale te meng. Byvoorbeeld, in 'n etileenmolekule word drie sp2- en een p-orbitaal gevorm.
Atoomorbitale: vulbeginsel
Verbeelding van oorgange van een atoom na 'n ander in die periodieke tabel van chemiese elemente, 'n mens kan die elektroniese struktuur van die volgende atoom vasstel deur 'n bykomende deeltjie in die volgende beskikbare wentelbaan te plaas.
Elektrone, voordat hulle die hoër energievlakke vul, beset die laer wat nader aan die kern geleë is. Waar daar 'n keuse is, vul hulle die orbitale individueel.
Hierdie vulbestelling staan bekend as Hund se reël. Dit is slegs van toepassing wanneer die atoomorbitale gelyke energieë het, en help ook om afstoting tussen elektrone te minimaliseer, wat die atoom meer stabiel maak.
Let op dat die s-orbitaal altyd effens minder energie as die p-orbitaal op dieselfde energievlak het, dus vul eersgenoemde altyd voor laasgenoemde op.
Wat regtig vreemd is, is die posisie van die 3d-orbitale. Hulle is op 'n hoër vlak as die 4s, en dus word die 4s-orbitale eerste vol, gevolg deur al die 3d- en 4p-orbitale.
Dieselfde verwarring kom op hoër vlakke voor met meer weefsels tussenin. Daarom word die 4f atoomorbitale byvoorbeeld nie gevul totdat al die plekke op die6s.
Om die vulvolgorde te ken is sentraal om te verstaan hoe om elektroniese strukture te beskryf.
