De atomaire orbitalen zijn die gebieden van het atoom gedefinieerd door een golffunctie voor elektronen. Golffuncties zijn wiskundige uitdrukkingen die worden verkregen door het oplossen van de Schrödingervergelijking. Deze beschrijven de energietoestand van een of meer elektronen in de ruimte, evenals de kans om deze te vinden..
Dit fysische concept, toegepast door chemici om de binding en het periodiek systeem te begrijpen, beschouwt het elektron als een golf en een deeltje tegelijk. Daarom is het beeld van het zonnestelsel uitgesloten, waar de elektronen planeten zijn die in banen rond de kern of de zon draaien..
Deze verouderde visualisatie komt goed van pas bij het illustreren van de energieniveaus van het atoom. Bijvoorbeeld: een cirkel omgeven door concentrische ringen die de banen en hun statische elektronen voorstellen. In feite is dit het beeld waarmee het atoom wordt geïntroduceerd bij kinderen en jongeren.
De echte atomaire structuur is echter te complex om er zelfs maar een globaal beeld van te hebben..
Door het elektron als een golfdeeltje te beschouwen en de Schrödinger-differentiaalvergelijking voor het waterstofatoom (het eenvoudigste systeem van allemaal) op te lossen, werden de beroemde kwantumgetallen verkregen.
Deze cijfers geven aan dat elektronen geen enkele plaats in het atoom kunnen innemen, maar alleen elektronen die een discreet en gekwantiseerd energieniveau gehoorzamen. De wiskundige uitdrukking van het bovenstaande staat bekend als een golffunctie.
Zo werd op basis van het waterstofatoom een reeks energietoestanden geschat die werd bepaald door kwantumgetallen. Deze energietoestanden werden atomaire orbitalen genoemd.
Maar deze beschreven alleen de verblijfplaats van een elektron in een waterstofatoom. Voor andere atomen, poly-elektronica, vanaf helium werd een orbitale benadering gemaakt. Waarom? Omdat het oplossen van de Schrödingervergelijking voor atomen met twee of meer elektronen erg ingewikkeld is (zelfs met de huidige technologie).
Artikel index
Atoomorbitalen zijn golffuncties die uit twee componenten bestaan: de ene radiaal en de andere hoekig. Deze wiskundige uitdrukking is geschreven als:
Ψnlml = Rnl(r) Ylml(θϕ)
Hoewel het in eerste instantie ingewikkeld lijkt, moet u er rekening mee houden dat kwantumgetallen n, l Y ml ze zijn aangegeven met kleine letters. Dit betekent dat deze drie cijfers de orbitaal beschrijven. Rnl(r), beter bekend als de radiale functie, is afhankelijk van n Y lterwijl Ylml(θϕ), hoekfunctie, hangt af van l Y ml.
In de wiskundige vergelijking zijn er ook de variabelen r, afstand tot de kern, en θ en ϕ. Het resultaat van al deze vergelijkingen is een fysieke weergave van de orbitalen. Welke? Degene die te zien is in de afbeelding hierboven. Daar wordt een reeks orbitalen getoond die in de volgende secties zullen worden uitgelegd.
Hun vormen en ontwerpen (niet de kleuren) komen voort uit het grafisch weergeven van de golffuncties en hun radiale en hoekige componenten in de ruimte..
Zoals te zien is in de vergelijking, Rnl(r) hangt er zo van af n Leuk vinden l. Vervolgens wordt de radiale golffunctie beschreven door het hoofdenergieniveau en zijn subniveaus.
Als het elektron ongeacht zijn richting zou kunnen worden gefotografeerd, zou een oneindig klein punt kunnen worden waargenomen. Door vervolgens miljoenen foto's te nemen, zou gedetailleerd kunnen worden hoe de puntenwolk verandert als functie van de afstand tot de kern..
Op deze manier kan de dichtheid van de wolk in de verte en nabij de kern worden vergeleken. Als dezelfde operatie zou worden herhaald, maar met een ander energieniveau of subniveau, zou er een andere wolk ontstaan die de vorige omsluit. Tussen de twee is er een kleine ruimte waar het elektron zich nooit bevindt; dit is wat bekend staat als radiaal knooppunt.
Evenzo zijn er in de wolken gebieden met een hogere en lagere elektronendichtheid. Naarmate ze groter en verder van de kern verwijderd worden, hebben ze meer radiale knooppunten; en ook een afstand r waar het elektron het vaakst zwerft en het meest waarschijnlijk wordt gevonden.
Nogmaals, uit de vergelijking is bekend dat Ylml(θϕ) wordt voornamelijk beschreven door kwantumgetallen l Y ml. Deze keer neemt het deel aan het magnetische kwantumgetal, daarom wordt de richting van het elektron in de ruimte bepaald; en deze richting kan worden getekend uit de wiskundige vergelijkingen met de variabelen θ en ϕ.
Nu gaan we niet verder met het maken van foto's, maar met het opnemen van een video van het traject van het elektron in het atoom. In tegenstelling tot het vorige experiment is niet bekend waar het elektron zich precies bevindt, maar waar het heen gaat.
Terwijl het elektron beweegt, beschrijft het een meer gedefinieerde wolk; in feite een bolvormige figuur, of een met lobben, zoals die op de afbeelding te zien zijn. Het type figuren en hun richting in de ruimte worden beschreven door l Y ml.
Er zijn gebieden, dicht bij de kern, waar het elektron niet doorgaat en de figuur verdwijnt. Dergelijke regio's staan bekend als hoekige knooppunten.
Als je bijvoorbeeld naar de eerste bolvormige baan kijkt, kom je al snel tot de conclusie dat deze in alle richtingen symmetrisch is; Dit is echter niet het geval bij de andere orbitalen, waarvan de vormen lege ruimtes onthullen. Deze zijn te zien aan de oorsprong van het cartesiaanse vlak en in de denkbeeldige vlakken tussen de lobben.
Om de werkelijke kans te bepalen om een elektron in een orbitaal te vinden, moeten de twee functies worden overwogen: 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 hun elektronendichtheid verandert met betrekking tot de afstand tot de kern..
Omdat de adressen (ml) om de ene orbitaal van de andere te onderscheiden, is het praktisch (hoewel misschien niet helemaal correct) om alleen de vorm van de orbitaal te beschouwen. Op deze manier wordt de beschrijving van de chemische binding verklaard door deze cijfers te overlappen.
Hierboven ziet u bijvoorbeeld een vergelijkende afbeelding van drie orbitalen: 1s, 2s en 3s. Let op de radiale knooppunten binnenin. De 1s-orbitaal heeft geen knooppunt, terwijl de andere twee een en twee knooppunten hebben.
Bij het overwegen 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 vormt een band met het elektron van het naburige atoom. Van hieruit ontstaan verschillende theoretici (TEV en TOM) die deze link verklaren.
Atoomorbitalen worden expliciet gesymboliseerd als: nlml.
Kwantumgetallen hebben gehele getallen 0, 1, 2, enz., Maar alleen om de orbitalen te symboliseren n een numerieke waarde. Terwijl voor l, het hele getal wordt vervangen door de bijbehorende letter (s, p, d, f); en naar 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, is het noodzakelijk om hun typen aan te pakken, elk met zijn eigen energieniveaus en kenmerken..
Kwantumgetallen l= 0, en ml= 0 (naast de radiale en hoekige componenten) beschrijven een orbitaal met een bolvorm. Dit is degene die bovenaan de piramide van orbitalen staat in de eerste afbeelding. Zoals te zien is 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 doordat ze symmetrisch zijn en hun elektronen ervaren een grotere effectieve nucleaire lading. Dit komt omdat zijn elektronen binnenschillen kunnen binnendringen en heel dicht bij de kern kunnen zweven, wat een positieve aantrekkingskracht op hen uitoefent..
Daarom is er een kans dat een 3s-elektron de 2s- en 1s-orbitaal kan binnendringen en de kern nadert. Dit feit verklaart waarom een atoom met sp-hybride orbitalen meer elektronegatief is (met een grotere neiging om elektronische dichtheid aan te trekken van zijn naburige atomen) dan een met sp-hybridisatie.3.
De elektronen in de orbitalen van de s zijn dus degenen die de kernlading het meest ervaren en zijn energetisch stabieler. Samen oefenen ze een afschermend effect uit op elektronen in andere subniveaus of orbitalen; dat wil zeggen, ze verminderen de feitelijke nucleaire lading Z die wordt ervaren door de buitenste elektronen.
De p-orbitalen hebben 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 zich langs een cartesiaanse as bevindt X, Y Y z. Daarom wordt die p-orbitaal op de x-as aangeduid als pXdie op de y-as, pYen als het loodrecht op het xy-vlak wijst, dat wil zeggen op de z-as, dan is het pz.
Alle orbitalen staan loodrecht op elkaar, dat wil zeggen dat ze een hoek van 90 ° vormen. Evenzo verdwijnt de hoekfunctie in de kern (de oorsprong van de cartesiaanse as), en is er alleen de kans om het elektron binnen de lobben te vinden (waarvan de elektronendichtheid afhangt van de radiale functie).
Elektronen in deze orbitalen kunnen de binnenschillen niet zo gemakkelijk binnendringen als s orbitalen. Als we hun vormen vergelijken, lijken de p-orbitalen dichter bij de kern te zijn; ns-elektronen worden echter vaker rond de kern aangetroffen.
Wat is het gevolg van bovenstaande? Dat een np-elektron een lagere effectieve nucleaire lading ervaart. Bovendien wordt dit laatste verder verminderd door het afschermende effect van de s orbitalen. Dit verklaart bijvoorbeeld waarom een atoom met hybride sp-orbitalen3 is minder elektronegatief dan dat met sp-orbitalentwee of sp.
Het is ook belangrijk op te merken dat elke halter een hoekig knoopvlak heeft, maar geen radiale knooppunten (alleen de 2p-orbitalen). Dat wil zeggen, als het in plakjes zou worden gesneden, zouden er binnenin geen lagen zijn zoals bij de 2s-orbitaal; maar vanaf de 3p-orbitaal zouden radiale knooppunten worden waargenomen.
Deze hoekknooppunten zijn verantwoordelijk voor de buitenste elektronen die een slecht afschermend effect ervaren. De 2s-elektronen beschermen bijvoorbeeld die in de 2p-orbitalen beter dan de 2p-elektronen die in de 3s-orbitaal..
Omdat de waarden van ml Ze zijn -1, 0 en +1, die elk een Px-, Py- of Pz-orbitaal vertegenwoordigen. In totaal kunnen ze zes elektronen huisvesten (twee voor elke orbitaal). Dit feit is cruciaal voor het begrijpen van de elektronische configuratie, het periodiek systeem en de elementen waaruit het zogenaamde p-blok bestaat..
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 worden weergegeven in de bovenstaande afbeelding.
De eerste, de 3d-orbitalen, hebben geen radiale knooppunten, maar alle andere, behalve de d-orbitaalz2, ze hebben twee knoopvlakken; niet de vlakken van de afbeelding, die laten alleen zien in welke assen de oranjelobben met de vorm van klaverblaadjes zich bevinden. De twee knoopvlakken zijn die die loodrecht op het grijze vlak doorsnijden.
Door hun vormen zijn 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 de atoomstralen minder uitgesproken wordt en van het ene energieniveau naar het andere gaat..
Ten slotte hebben de f-orbitalen kwantumgetallen 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 komen beschikbaar vanaf periode 6, oppervlakkig gesymboliseerd als 4f.
Elk van de hoekfuncties vertegenwoordigt lobben met ingewikkelde vormen en verschillende knoopvlakken. Daarom schermen ze de externe elektronen nog minder af en dit fenomeen verklaart wat bekend staat als lanthanide samentrekking.
Om deze reden is er voor zware atomen geen uitgesproken variatie in hun atoomstralen van één niveau. n naar een ander n + 1 (Bijvoorbeeld 6n tot 7n). Tot op heden zijn de 5f-orbitalen de laatste die in natuurlijke of kunstmatige atomen worden aangetroffen..
Met dit alles in gedachten, ontstaat er een kloof tussen wat bekend staat als de baan en de orbitalen. Hoewel ze qua tekst op elkaar lijken, zijn ze in werkelijkheid heel verschillend.
Het concept van de atomaire orbitaal en de orbitale benadering hebben het mogelijk gemaakt om de chemische binding te verklaren, en hoe deze op de een of andere manier de moleculaire structuur kan beïnvloeden.
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.