Ķīmijā un fizikā atomu orbitāles ir funkcija, ko sauc par viļņu funkciju, kas apraksta īpašības, kas raksturīgas ne vairāk kā diviem elektroniem atoma kodola vai kodolu sistēmas tuvumā, kā tas ir molekulā. Orbitāle bieži tiek attēlota kā trīsdimensiju apgabals, kurā pastāv 95 procenti iespēja atrast elektronu.
Orbitāles un orbītas
Kad planēta pārvietojas ap Sauli, tā izseko ceļu, ko sauc par orbītu. Līdzīgi atomu var attēlot kā elektronus, kas riņķo orbītā ap kodolu. Faktiski lietas ir atšķirīgas, un elektroni atrodas kosmosa reģionos, kas pazīstami kā atomu orbitāles. Ķīmija ir apmierināta ar vienkāršotu atoma modeli, lai aprēķinātu Šrēdingera viļņa vienādojumu un attiecīgi noteiktu iespējamos elektrona stāvokļus.
Orbītas un orbitāles izklausās līdzīgi, taču tām ir pilnīgi atšķirīga nozīme. Ir ārkārtīgi svarīgi saprast atšķirību starp tām.
Nav iespējams parādīt orbītas
Lai attēlotu kaut kā trajektoriju, jums precīzi jāzina, kur atrodas objektsatrodas, un varēsiet noteikt, kur tas pēc brīža atradīsies. Elektronam tas nav iespējams.
Saskaņā ar Heizenberga nenoteiktības principu nav iespējams precīzi zināt, kur daļiņa atrodas šobrīd un kur tā atradīsies vēlāk. (Patiesībā princips saka, ka nav iespējams vienlaicīgi un ar absolūtu precizitāti noteikt tā impulsu un impulsu).
Tāpēc nav iespējams izveidot elektrona orbītu ap kodolu. Vai tā ir liela problēma? Nē. Ja kaut kas nav iespējams, tas ir jāpieņem un jāmeklē veidi, kā to apiet.
Ūdeņraža elektrons – 1s-orbitāls
Pieņemsim, ka ir viens ūdeņraža atoms un noteiktā laika brīdī tiek grafiski uzdrukāta viena elektrona pozīcija. Neilgi pēc tam procedūru atkārto, un novērotājs konstatē, ka daļiņa atrodas jaunā pozīcijā. Kā viņa no pirmās vietas nokļuva otrajā, nav zināms.
Ja turpināsiet šādi, jūs pakāpeniski izveidosit sava veida 3D karti, kurā norādīts, kur daļiņa, visticamāk, atrodas.
Ūdeņraža atoma gadījumā elektrons var atrasties jebkur sfēriskajā telpā, kas ieskauj kodolu. Diagramma parāda šīs sfēriskās telpas šķērsgriezumu.
95% laika (vai jebkuru citu procentuālo daļu, jo tikai Visuma izmērs var nodrošināt simtprocentīgu pārliecību) elektrons atradīsies diezgan viegli definējamā telpas apgabalā, pietiekami tuvu kodolam. Šādu reģionu sauc par orbitāli. Atomu orbitāles irtelpas apgabali, kuros pastāv elektrons.
Ko viņš tur dara? Mēs nezinām, mēs nevaram zināt, un tāpēc mēs vienkārši ignorējam šo problēmu! Mēs varam tikai teikt: ja elektrons atrodas noteiktā orbitālē, tad tam būs noteikta enerģija.
Katrai orbitālei ir nosaukums.
Telpu, ko aizņem ūdeņraža elektrons, sauc par 1s-orbitāli. Vienība šeit nozīmē, ka daļiņa atrodas kodolam vistuvākajā enerģijas līmenī. S stāsta par orbītas formu. S-orbitāles ir sfēriski simetriskas pret kodolu - vismaz kā doba diezgan blīva materiāla bumbiņa ar kodolu centrā.
2s
Nākamā orbitāle ir 2s. Tas ir līdzīgs 1s, izņemot to, ka elektrona visticamākā atrašanās vieta ir tālāk no kodola. Šī ir otrā enerģijas līmeņa orbitāle.
Ja paskatīsities vērīgi, pamanīsit, ka tuvāk kodolam atrodas cits apgabals ar nedaudz augstāku elektronu blīvumu ("blīvums" ir vēl viens veids, kā norādīt varbūtību, ka šī daļiņa atrodas noteiktā vietā).
2s elektroni (un 3s, 4s utt.) daļu sava laika pavada daudz tuvāk atoma centram, nekā varētu gaidīt. Rezultāts ir neliels to enerģijas samazinājums s-orbitālēs. Jo tuvāk elektroni nonāk kodolam, jo zemāka kļūst to enerģija.
3s-, 4s-orbitāles (un tā tālāk) virzās tālāk no atoma centra.
P-orbitāles
Ne visi elektroni dzīvo s orbitālēs (patiesībā ļoti nedaudzi no tiem dzīvo). Pirmajā enerģijas līmenī vienīgā pieejamā vieta tiem ir 1s, otrajā tiek pievienotas 2s un 2p.
Šāda veida orbitāles ir vairāk kā 2 vienādi baloni, kas ir savienoti viens ar otru kodolā. Diagramma parāda trīsdimensiju telpas apgabala šķērsgriezumu. Atkal, orbitāle parāda tikai apgabalu ar 95 procentiem iespējamību atrast vienu elektronu.
Ja iedomājamies horizontālu plakni, kas iet cauri kodolam tā, ka viena orbītas daļa atradīsies virs plaknes, bet otra zem tās, tad ir nulle iespēja atrast elektronu uz šīs plaknes. Tātad, kā daļiņa nokļūst no vienas daļas uz otru, ja tā nekad nevar iziet cauri kodola plaknei? Tas ir saistīts ar tā viļņu raksturu.
Atšķirībā no s-, p-orbitālei ir noteikts virziens.
Jebkurā enerģijas līmenī jums var būt trīs absolūti līdzvērtīgas p-orbitāles, kas atrodas taisnā leņķī viena pret otru. Tie ir patvaļīgi apzīmēti ar simboliem px, py un pz. Tas tiek pieņemts ērtības labad - tas, kas tiek domāts ar X, Y vai Z virzieniem, pastāvīgi mainās, jo atoms kosmosā pārvietojas nejauši.
P-orbitāles otrajā enerģijas līmenī sauc par 2px, 2py un 2pz. Nākamajās ir līdzīgas orbitāles - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz un tā tālāk.
Visiem līmeņiem, izņemot pirmo, ir p-orbitāles. Augstākos līmeņos "ziedlapiņas" ir izstieptākas, un visticamāk, ka elektrons atrodas lielākā attālumā no kodola.
d- un f-orbitāles
Papildus s un p orbitālēm elektroniem ar augstākiem enerģijas līmeņiem ir pieejamas vēl divas orbitāļu kopas. Trešajā var būt piecas d-orbitāles (ar sarežģītām formām un nosaukumiem), kā arī 3s- un 3p-orbitāles (3px, 3py, 3pz). Šeit ir pavisam 9.
Ceturtajā kopā ar 4s un 4p un 4d parādās 7 papildu f-orbitāles - kopā 16, kas pieejamas arī visos augstākos enerģijas līmeņos.
Elektronu izvietojums orbitālēs
Atomu var uzskatīt par ļoti greznu māju (piemēram, apgrieztu piramīdu), kuras pirmajā stāvā atrodas kodols un augšējos stāvos dažādas telpas, kuras aizņem elektroni:
- pirmajā stāvā ir tikai 1 istaba (1s);
- otrajā istabā jau ir 4 (2s, 2px, 2py un 2pz);
- trešajā stāvā ir 9 istabas (viena 3s, trīs 3p un piecas 3d orbitāles) un tā tālāk.
Bet telpas nav īpaši lielas. Katrs no tiem var saturēt tikai 2 elektronus.
Ērts veids, kā parādīt atomu orbītas, kurās atrodas šīs daļiņas, ir zīmēt "kvantu šūnas".
Kvantu šūnas
KodolenerģijaOrbitāles var attēlot kā kvadrātus, un tajās esošie elektroni ir parādīti kā bultiņas. Bieži vien tiek izmantotas augšup un lejup vērstās bultiņas, lai parādītu, ka šīs daļiņas atšķiras.
Vajadzība pēc dažādiem elektroniem atomā ir kvantu teorijas sekas. Ja tie atrodas dažādās orbitālēs, tas ir labi, bet, ja tie atrodas vienā orbītā, tad starp tām ir jābūt kādai smalkai atšķirībai. Kvantu teorija piešķir daļiņām īpašību, ko sauc par "griešanos", uz ko norāda bultu virziens.
1s orbitāle ar diviem elektroniem tiek parādīta kā kvadrāts ar divām bultiņām, kas vērstas uz augšu un uz leju, taču to var arī uzrakstīt vēl ātrāk kā 1s2. Tas skan "viens s divi", nevis "viens s kvadrātā". Ciparus šajos apzīmējumos nevajadzētu sajaukt. Pirmais ir enerģijas līmenis, bet otrais ir daļiņu skaits uz orbitāli.
Hibridizācija
Ķīmijā hibridizācija ir jēdziens atomu orbitāļu sajaukšanai jaunās hibrīdorbitālēs, kas spēj savienot elektronus pārī, veidojot ķīmiskās saites. Sp hibridizācija izskaidro savienojumu ķīmiskās saites, piemēram, alkīnus. Šajā modelī 2s un 2p oglekļa atomu orbitāles sajaucas, veidojot divas sp orbitāles. Acetilēns C2H2 sastāv no divu oglekļa atomu sp-sp sapīšanās, veidojot σ-saiti un divas papildu π-saites.
Oglekļa atomu orbitāles piesātinātajos ogļūdeņražos iridentiskas hibrīda sp3-orbitāles, kas veidotas kā hanteles, kuru viena daļa ir daudz lielāka par otru.
Sp2-hibridizācija ir līdzīga iepriekšējām un veidojas, sajaucot vienu s un divas p-orbitāles. Piemēram, etilēna molekulā veidojas trīs sp2- un viena p-orbitāle.
Atomu orbitāles: piepildīšanas princips
Iedomājoties ķīmisko elementu periodiskajā tabulā pārejas no viena atoma uz otru, var noteikt nākamā atoma elektronisko struktūru, ievietojot papildu daļiņu nākamajā pieejamajā orbītā.
Elektroni, pirms aizpilda augstākos enerģijas līmeņus, aizņem zemākos, kas atrodas tuvāk kodolam. Kur ir izvēle, tās aizpilda orbitāles individuāli.
Šis aizpildīšanas pasūtījums ir pazīstams kā Hunda likums. To piemēro tikai tad, ja atomu orbitālēm ir vienāda enerģija, kā arī palīdz samazināt atgrūšanos starp elektroniem, padarot atomu stabilāku.
Ņemiet vērā, ka s-orbitālei vienmēr ir nedaudz mazāk enerģijas nekā p orbitālei tajā pašā enerģijas līmenī, tāpēc pirmā vienmēr piepildās pirms otrā.
Patiesi dīvaini ir 3D orbitāļu novietojums. Tās atrodas augstākā līmenī nekā 4s, tāpēc vispirms piepildās 4s orbitāles, kam seko visas 3d un 4p orbitāles.
Tāda pati neskaidrība rodas augstākos līmeņos, starp kuriem ir vairāk pinumu. Tāpēc, piemēram, 4f atomu orbitāles netiek aizpildītas, kamēr visas vietas uz6s.
Aizpildīšanas secības zināšana ir ļoti svarīga, lai saprastu, kā aprakstīt elektroniskās struktūras.
