I kjemi og fysikk er atomorbitaler en funksjon som kalles en bølgefunksjon som beskriver egenskapene som er karakteristiske for ikke mer enn to elektroner i nærheten av en atomkjerne eller system av kjerner, som i et molekyl. En orbital er ofte avbildet som et tredimensjon alt område der det er 95 prosent sjanse for å finne et elektron.
Orbitaler og baner
Når en planet beveger seg rundt solen, sporer den en bane som kalles en bane. På samme måte kan et atom representeres som elektroner som sirkler i baner rundt kjernen. Faktisk er ting annerledes, og elektronene er i områder av rommet kjent som atomorbitaler. Kjemi nøyer seg med en forenklet modell av atomet for å beregne Schrödinger-bølgeligningen og følgelig bestemme de mulige tilstandene til elektronet.
Baner og orbitaler høres like ut, men de har helt forskjellige betydninger. Det er ekstremt viktig å forstå forskjellen mellom dem.
Uuulig å vise baner
For å plotte banen til noe, må du vite nøyaktig hvor objektet erligger, og kunne fastslå hvor den vil være om et øyeblikk. Dette er umulig for et elektron.
I følge Heisenberg-usikkerhetsprinsippet er det umulig å vite nøyaktig hvor en partikkel befinner seg i øyeblikket og hvor den vil være senere. (Faktisk sier prinsippet at det er umulig å bestemme momentum og momentum samtidig og med absolutt nøyaktighet).
Derfor er det umulig å bygge en bane av elektronet rundt kjernen. Er dette et stort problem? Nei. Hvis noe ikke er mulig, bør det aksepteres og veier rundt det finnes.
hydrogenelektron – 1s-orbital
Anta at det er ett hydrogenatom og på et bestemt tidspunkt er posisjonen til ett elektron grafisk innprentet. Kort tid etter gjentas prosedyren og observatøren finner at partikkelen er i en ny posisjon. Hvordan hun kom seg fra førsteplass til andreplass er ukjent.
Hvis du fortsetter på denne måten, vil du gradvis danne et slags 3D-kart over hvor partikkelen sannsynligvis vil være.
Når det gjelder hydrogenatomet, kan elektronet være hvor som helst innenfor det sfæriske rommet som omgir kjernen. Diagrammet viser et tverrsnitt av dette sfæriske rommet.
95 % av tiden (eller en hvilken som helst annen prosentandel, siden bare størrelsen på universet kan gi hundre prosent sikkerhet) vil elektronet være innenfor et ganske enkelt definert område av rommet, nær nok til kjernen. En slik region kalles en orbital. Atomorbitaler erområder i rommet der det finnes et elektron.
Hva gjør han der? Vi vet ikke, vi kan ikke vite, og derfor ignorerer vi rett og slett dette problemet! Vi kan bare si at hvis et elektron er i en bestemt orbital, vil det ha en viss energi.
Hver orbital har et navn.
Plasset som er okkupert av hydrogenelektronet kalles 1s-orbitalen. Enheten her betyr at partikkelen er på energinivået nærmest kjernen. S forteller om formen på banen. S-orbitaler er sfærisk symmetriske om kjernen - i det minste som en hul ball av ganske tett materiale med en kjerne i midten.
2s
Neste orbital er 2s. Det ligner på 1s, bortsett fra at elektronets mest sannsynlige plassering er lenger unna kjernen. Dette er en orbital av det andre energinivået.
Hvis du ser nøye etter, vil du legge merke til at nærmere kjernen er det et annet område med litt høyere elektrontetthet ("densitet" er en annen måte å indikere sannsynligheten for at denne partikkelen er tilstede på et bestemt sted).
2s elektroner (og 3s, 4s, etc.) tilbringer noe av tiden sin mye nærmere sentrum av atomet enn man kunne forvente. Resultatet av dette er en liten reduksjon i energien deres i s-orbitaler. Jo nærmere elektronene kommer til kjernen, jo lavere blir energien deres.
3s-, 4s-orbitaler (og så videre) kommer lenger fra sentrum av atomet.
P-orbitaler
Ikke alle elektroner lever i s orbitaler (faktisk er det svært få av dem som gjør det). På det første energinivået er den eneste tilgjengelige plasseringen for dem 1s, på det andre legges 2s og 2p til.
Orbitaler av denne typen er mer som to identiske ballonger, koblet til hverandre i kjernen. Diagrammet viser et tverrsnitt av et 3-dimensjon alt område av rommet. Igjen viser orbitalen bare området med 95 prosent sjanse for å finne et enkelt elektron.
Hvis vi ser for oss et horisont alt plan som går gjennom kjernen på en slik måte at en del av banen vil være over planet og den andre under det, så er det null sannsynlighet for å finne et elektron på dette planet. Så hvordan kommer en partikkel fra en del til en annen hvis den aldri kan passere gjennom kjerneplanet? Dette er på grunn av bølgenaturen.
I motsetning til s-, har p-orbital en viss retning.
På ethvert energinivå kan du ha tre absolutt likeverdige p-orbitaler plassert i rette vinkler på hverandre. De er vilkårlig angitt med symbolene px, py og pz. Dette er akseptert for enkelhets skyld - hva som menes med X-, Y- eller Z-retningene endres hele tiden, ettersom atomet beveger seg tilfeldig i rommet.
P-orbitaler på det andre energinivået kalles 2px, 2py og 2pz. Det er lignende orbitaler på etterfølgende - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz og så videre.
Alle nivåer, bortsett fra det første, har p-orbitaler. På høyere nivåer er "kronbladene" mer langstrakte, med den mest sannsynlige plasseringen av elektronet i større avstand fra kjernen.
d- og f-orbitaler
I tillegg til s- og p-orbitalene, er det to andre sett med orbitaler tilgjengelig for elektroner på høyere energinivåer. På den tredje kan det være fem d-orbitaler (med komplekse former og navn), samt 3s- og 3p-orbitaler (3px, 3py, 3pz). Det er tot alt 9 her.
På den fjerde, sammen med 4s og 4p og 4d, vises 7 ekstra f-orbitaler - 16 tot alt, også tilgjengelig på alle høyere energinivåer.
Plassering av elektroner i orbitaler
Et atom kan betraktes som et veldig fancy hus (som en omvendt pyramide) med en kjerne som bor i første etasje og forskjellige rom i de øvre etasjene okkupert av elektroner:
- det er bare 1 rom i første etasje (1s);
- på det andre rommet er det allerede 4 (2s, 2px, 2py og 2pz);
- i tredje etasje er det 9 rom (en 3s, tre 3p og fem 3d orbitaler) og så videre.
Men rommene er ikke veldig store. Hver av dem kan bare inneholde 2 elektroner.
En praktisk måte å vise atombanene som disse partiklene befinner seg i, er å tegne "kvanteceller".
Quantum cells
NuklearOrbitaler kan representeres som firkanter med elektronene i dem vist som piler. Ofte brukes opp- og nedpiler for å vise at disse partiklene er forskjellige.
Behovet for forskjellige elektroner i et atom er en konsekvens av kvanteteori. Hvis de er i forskjellige orbitaler, er det greit, men hvis de er i samme bane, må det være en subtil forskjell mellom dem. Kvanteteorien gir partikler en egenskap k alt "spinn", som er det pilenes retning refererer til.
1s orbital med to elektroner vises som en firkant med to piler som peker opp og ned, men den kan også skrives enda raskere som 1s2. Det står "one s two", ikke "one s squared". Tallene i disse notasjonene må ikke forveksles. Den første er energinivået, og den andre er antall partikler per orbital.
Hybridization
I kjemi er hybridisering konseptet med å blande atomorbitaler til nye hybridorbitaler som er i stand til å pare elektroner for å danne kjemiske bindinger. Sp-hybridisering forklarer de kjemiske bindingene til forbindelser som alkyner. I denne modellen blandes 2s- og 2p-karbonatomorbitalene for å danne to sp-orbitaler. Acetylen C2H2 består av en sp-sp-sammenfiltring av to karbonatomer med dannelse av en σ-binding og ytterligere to π-bindinger.
Atomorbitaler av karbon i mettede hydrokarboner haridentiske hybrid sp3-orbitaler formet som en manual, hvor den ene delen er mye større enn den andre.
Sp2-hybridisering ligner på de forrige og dannes ved å blande en s og to p-orbitaler. For eksempel, i et etylenmolekyl dannes det tre sp2- og en p-orbital.
Atomorbitaler: fyllingsprinsipp
Ved å forestille seg overganger fra ett atom til et annet i det periodiske systemet for kjemiske elementer, kan man etablere den elektroniske strukturen til neste atom ved å plassere en ekstra partikkel i neste tilgjengelige bane.
Elektroner, før de fyller de høyere energinivåene, okkuperer de lavere som ligger nærmere kjernen. Der det er et valg, fyller de orbitalene individuelt.
Denne utfyllingsordren er kjent som Hunds regel. Det gjelder bare når atomorbitalene har like energier, og bidrar også til å minimere frastøting mellom elektroner, noe som gjør atomet mer stabilt.
Merk at s-orbitalen alltid har litt mindre energi enn p-orbitalen på samme energinivå, så førstnevnte fylles alltid opp før sistnevnte.
Det som er veldig rart, er plasseringen av 3d-orbitalene. De er på et høyere nivå enn 4s, og derfor fylles 4s orbitalene opp først, etterfulgt av alle 3d og 4p orbitalene.
Den samme forvirringen oppstår på høyere nivåer med flere vevinger i mellom. Derfor er for eksempel 4f atomorbitalene ikke fylt før alle stedene på6s.
Å kjenne fyllingsrekkefølgen er sentr alt for å forstå hvordan man kan beskrive elektroniske strukturer.
