Inom kemi och fysik är atomorbitaler en funktion som kallas en vågfunktion som beskriver egenskaperna som är karakteristiska för högst två elektroner i närheten av en atomkärna eller system av kärnor, som i en molekyl. En orbital avbildas ofta som en tredimensionell region inom vilken det finns en 95 procents chans att hitta en elektron.
Orbitaler och banor
När en planet rör sig runt solen spårar den en bana som kallas en bana. På liknande sätt kan en atom representeras som elektroner som cirkulerar i banor runt kärnan. Faktum är att saker och ting är annorlunda, och elektronerna finns i områden i rymden som kallas atomära orbitaler. Kemi nöjer sig med en förenklad modell av atomen för att beräkna Schrödingers vågekvation och följaktligen bestämma elektronens möjliga tillstånd.
Banor och orbitaler låter lika, men de har helt olika betydelser. Det är oerhört viktigt att förstå skillnaden mellan dem.
Omöjligt att visa banor
För att plotta banan för något måste du veta exakt var objektet ärär placerad, och kunna fastställa var den kommer att vara om ett ögonblick. Detta är omöjligt för en elektron.
I enlighet med Heisenbergs osäkerhetsprincip är det omöjligt att veta exakt var en partikel befinner sig för tillfället och var den kommer att vara senare. (Faktum är att principen säger att det är omöjligt att samtidigt och med absolut noggrannhet bestämma dess momentum och momentum).
Därför är det omöjligt att bygga en bana av elektronen runt kärnan. Är detta ett stort problem? Nej. Om något inte är möjligt bör det accepteras och vägar runt det bör hittas.
väteelektron – 1s-orbital
Anta att det finns en väteatom och vid en viss tidpunkt är positionen för en elektron grafiskt präglad. Kort därefter upprepas proceduren och observatören finner att partikeln är i en ny position. Hur hon tog sig från förstaplatsen till tvåan är okänt.
Om du fortsätter på det här sättet kommer du gradvis att bilda en sorts 3D-karta över var partikeln sannolikt befinner sig.
När det gäller väteatomen kan elektronen vara var som helst inom det sfäriska utrymmet som omger kärnan. Diagrammet visar ett tvärsnitt av detta sfäriska utrymme.
95 % av gångerna (eller vilken annan procent som helst, eftersom endast universums storlek kan ge hundra procent säkerhet) kommer elektronen att befinna sig inom ett ganska lättdefinierat område av rymden, tillräckligt nära kärnan. En sådan region kallas en orbital. Atomorbitaler ärområden i rymden där det finns en elektron.
Vad gör han där? Vi vet inte, vi kan inte veta, och därför ignorerar vi helt enkelt detta problem! Vi kan bara säga att om en elektron befinner sig i en viss omloppsbana kommer den att ha en viss energi.
Varje orbital har ett namn.
Utrymmet som väteelektronen upptar kallas 1s-orbitalen. Enheten betyder här att partikeln befinner sig på energinivån närmast kärnan. S berättar om banans form. S-orbitaler är sfäriskt symmetriska kring kärnan - åtminstone som en ihålig boll av ganska tätt material med en kärna i mitten.
2s
Nästa orbital är 2s. Det liknar 1s, förutom att elektronens mest sannolika plats är längre bort från kärnan. Detta är en omloppsbana av den andra energinivån.
Om du tittar noga kommer du att märka att närmare kärnan finns ett annat område med något högre elektrondensitet ("densitet" är ett annat sätt att indikera sannolikheten att denna partikel finns på en viss plats).
2s elektroner (och 3:or, 4:or, etc.) spenderar en del av sin tid mycket närmare atomens mittpunkt än man kan förvänta sig. Resultatet av detta är en liten minskning av deras energi i s-orbitaler. Ju närmare elektronerna kommer kärnan, desto lägre energi blir deras.
3s-, 4s-orbitaler (och så vidare) kommer längre från atomens centrum.
P-orbitaler
Alla elektroner lever inte i s orbitaler (i själva verket är det väldigt få av dem som gör det). På den första energinivån är den enda tillgängliga platsen för dem 1s, på den andra läggs 2s och 2p till.
Orbitaler av den här typen är mer som två identiska ballonger, anslutna till varandra i kärnan. Diagrammet visar ett tvärsnitt av ett 3-dimensionellt område av rymden. Återigen visar orbitalen bara området med 95 procents chans att hitta en enstaka elektron.
Om vi föreställer oss ett horisontellt plan som passerar genom kärnan på ett sådant sätt att en del av omloppsbanan kommer att vara ovanför planet och den andra under det, då är sannolikheten noll att hitta en elektron på detta plan. Så hur tar sig en partikel från en del till en annan om den aldrig kan passera genom kärnans plan? Detta beror på dess vågnatur.
Till skillnad från s- har p-orbitalen en viss riktning.
Vid vilken energinivå som helst kan du ha tre absolut ekvivalenta p-orbitaler placerade i rät vinkel mot varandra. De betecknas godtyckligt med symbolerna px, py och pz. Detta accepteras för enkelhetens skull - vad som menas med X-, Y- eller Z-riktningarna förändras ständigt, eftersom atomen rör sig slumpmässigt i rymden.
P-orbitaler på den andra energinivån kallas 2px, 2py och 2pz. Det finns liknande orbitaler på efterföljande - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz och så vidare.
Alla nivåer, förutom den första, har p-orbitaler. På högre nivåer är "kronbladen" mer långsträckta, med den mest sannolika placeringen av elektronen på ett större avstånd från kärnan.
d- och f-orbitaler
Förutom s- och p-orbitaler finns det två andra uppsättningar orbitaler tillgängliga för elektroner på högre energinivåer. På den tredje kan det finnas fem d-orbitaler (med komplexa former och namn), samt 3s- och 3p-orbitaler (3px, 3py, 3pz). Det finns tot alt 9 här.
Den fjärde, tillsammans med 4s och 4p och 4d, visas ytterligare 7 f-orbitaler - 16 tot alt, även tillgängliga på alla högre energinivåer.
Placering av elektroner i orbitaler
En atom kan ses som ett mycket fint hus (som en omvänd pyramid) med en kärna som bor på bottenvåningen och olika rum på de övre våningarna upptagna av elektroner:
- det finns bara 1 rum på första våningen (1s);
- i det andra rummet finns det redan 4 (2s, 2px, 2py och 2pz);
- på tredje våningen finns 9 rum (en 3s, tre 3p och fem 3d orbitaler) och så vidare.
Men rummen är inte särskilt stora. Var och en av dem kan bara hålla 2 elektroner.
Ett bekvämt sätt att visa atombanorna som dessa partiklar befinner sig i är att rita "kvantceller".
Quantum cells
NuclearOrbitaler kan representeras som kvadrater med elektronerna i dem som pilar. Ofta används upp- och nedpilar för att visa att dessa partiklar är olika.
Behovet av olika elektroner i en atom är en konsekvens av kvantteorin. Om de är i olika orbitaler är det bra, men om de är i samma omloppsbana måste det finnas någon subtil skillnad mellan dem. Kvantteorin ger partiklar en egenskap som kallas "spin", vilket är vad pilarnas riktning refererar till.
1s orbitalen med två elektroner visas som en kvadrat med två pilar som pekar upp och ner, men den kan också skrivas ännu snabbare som 1s2. Det står "one s two", inte "one s squared". Siffrorna i dessa beteckningar ska inte förväxlas. Den första är energinivån och den andra är antalet partiklar per orbital.
Hybridization
Inom kemi är hybridisering konceptet att blanda atomära orbitaler till nya hybridorbitaler som kan para ihop elektroner för att bilda kemiska bindningar. Sp-hybridisering förklarar de kemiska bindningarna av föreningar som alkyner. I denna modell blandas 2s och 2p kolatomorbitaler för att bilda två sp orbitaler. Acetylen C2H2 består av en sp-sp intrassling av två kolatomer med bildning av en σ-bindning och två ytterligare π-bindningar.
Atomorbitaler av kol i mättade kolväten haridentiska hybrid sp3-orbitaler formade som en hantel, vars ena del är mycket större än den andra.
Sp2-hybridisering liknar de tidigare och bildas genom att blanda en s och två p-orbitaler. Till exempel, i en etylenmolekyl bildas tre sp2- och en p-orbital.
Atomorbitaler: fyllningsprincip
När man föreställer sig övergångar från en atom till en annan i det periodiska systemet för kemiska grundämnen, kan man fastställa den elektroniska strukturen för nästa atom genom att placera en extra partikel i nästa tillgängliga omloppsbana.
Elektroner, innan de fyller de högre energinivåerna, upptar de lägre som ligger närmare kärnan. Där det finns ett val fyller de orbitalerna individuellt.
Denna påfyllningsordning är känd som Hunds regel. Det gäller bara när atomorbitalerna har lika energier, och hjälper också till att minimera repulsion mellan elektroner, vilket gör atomen mer stabil.
Observera att s-orbitalen alltid har något mindre energi än p-orbitalen vid samma energinivå, så den förra fylls alltid före den senare.
Vad som är riktigt konstigt är positionen för 3d-orbitaler. De är på en högre nivå än 4s, så 4s orbitaler fylls först, följt av alla 3d och 4p orbitaler.
Samma förvirring uppstår på högre nivåer med fler vävningar emellan. Därför, till exempel, är 4f atomära orbitaler inte fyllda förrän alla platser på6s.
Känna till fyllningsordningen är central för att förstå hur man beskriver elektroniska strukturer.
