В химията и физиката атомните орбитали са функция, наречена вълнова функция, която описва свойствата, характерни за не повече от два електрона в близост до атомно ядро или система от ядра, както в молекула. Една орбитала често се изобразява като триизмерна област, в която има 95 процента шанс да се намери електрон.
Орбитали и орбити
Когато планета се движи около Слънцето, тя проследява път, наречен орбита. По същия начин, атомът може да бъде представен като електрони, въртящи се в орбити около ядрото. Всъщност нещата са различни и електроните са в области от пространството, известни като атомни орбитали. Химията се задоволява с опростен модел на атома, за да изчисли вълновото уравнение на Шрьодингер и съответно да определи възможните състояния на електрона.
Орбитите и орбиталите звучат сходно, но имат напълно различни значения. Изключително важно е да разберете разликата между тях.
Невъзможно показване на орбити
За да начертаете траекторията на нещо, трябва да знаете точно къде се намира обектътсе намира и може да установи къде ще бъде след миг. Това е невъзможно за един електрон.
Според принципа на неопределеността на Хайзенберг е невъзможно да се знае точно къде се намира дадена частица в момента и къде ще бъде по-късно. (Всъщност принципът казва, че е невъзможно да се определи едновременно и с абсолютна точност неговия импулс и импулс).
Следователно е невъзможно да се изгради орбита на електрона около ядрото. Това голям проблем ли е? Не. Ако нещо не е възможно, то трябва да се приеме и да се намерят начини за заобикаляне.
Водороден електрон – 1s-орбитала
Да предположим, че има един водороден атом и в определен момент от времето позицията на един електрон е графично отпечатана. Малко след това процедурата се повтаря и наблюдателят открива, че частицата е в нова позиция. Как е стигнала от първото място до второто не е известно.
Ако продължите по този начин, постепенно ще оформите един вид 3D карта на това къде вероятно ще бъде частицата.
В случая на водородния атом, електронът може да бъде навсякъде в сферичното пространство около ядрото. Диаграмата показва напречно сечение на това сферично пространство.
95% от времето (или всеки друг процент, тъй като само размерът на Вселената може да осигури стопроцентова сигурност) електронът ще бъде в рамките на доста лесно дефинирана област от пространството, достатъчно близо до ядрото. Такава област се нарича орбитала. Атомните орбитали саобласти на пространството, където съществува електрон.
Какво прави той там? Ние не знаем, не можем да знаем и затова просто игнорираме този проблем! Можем само да кажем, че ако един електрон е в определена орбитала, тогава той ще има определена енергия.
Всяка орбитала има име.
Пространството, заето от водородния електрон, се нарича 1s-орбитала. Единицата тук означава, че частицата е на енергийно ниво, най-близо до ядрото. S разказва за формата на орбитата. S-орбиталите са сферично симетрични спрямо ядрото - поне като куха топка от доста плътен материал с ядро в центъра.
2s
Следващата орбитала е 2s. Той е подобен на 1s, с изключение на това, че най-вероятното местоположение на електрона е по-далече от ядрото. Това е орбитала на второто енергийно ниво.
Ако се вгледате внимателно, ще забележите, че по-близо до ядрото има друга област с малко по-висока електронна плътност („плътността“е друг начин да се посочи вероятността тази частица да присъства на определено място).
2s електроните (и 3s, 4s и т.н.) прекарват част от времето си много по-близо до центъра на атома, отколкото може да се очаква. Резултатът от това е леко намаляване на тяхната енергия в s-орбитали. Колкото по-близо се приближават електроните до ядрото, толкова по-ниска става тяхната енергия.
3s-, 4s-орбитали (и така нататък) се отдалечават от центъра на атома.
P-орбитали
Не всички електрони живеят в s орбитали (всъщност много малко от тях го правят). На първото енергийно ниво единственото налично местоположение за тях е 1s, на второто се добавят 2s и 2p.
Орбитали от този тип са по-скоро 2 еднакви балона, свързани помежду си в ядрото. Диаграмата показва напречно сечение на 3-измерна област от пространството. Отново орбиталата показва само областта с 95 процента шанс за намиране на единичен електрон.
Ако си представим хоризонтална равнина, която минава през ядрото по такъв начин, че една част от орбитата ще бъде над равнината, а другата под нея, тогава има нулева вероятност да се намери електрон в тази равнина. И така, как една частица стига от една част до друга, ако никога не може да премине през равнината на ядрото? Това се дължи на неговата вълнова природа.
За разлика от s-, p-орбитала има определена насоченост.
На всяко енергийно ниво можете да имате три абсолютно еквивалентни p-орбитали, разположени под прав ъгъл една спрямо друга. Те се обозначават произволно със символите px, py и pz. Това е прието за удобство - това, което се има предвид под посоките X, Y или Z, непрекъснато се променя, тъй като атомът се движи произволно в пространството.
P-орбитали на второ енергийно ниво се наричат 2px, 2py и 2pz. Има подобни орбитали на следващите - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz и така нататък.
Всички нива, с изключение на първото, имат p-орбитали. При по-високи нива "венчелистчетата" са по-издължени, като най-вероятното местоположение на електрона е на по-голямо разстояние от ядрото.
d- и f-орбитали
В допълнение към s и p орбиталите, има два други набора от орбитали, достъпни за електроните на по-високи енергийни нива. На третия може да има пет d-орбитали (със сложни форми и имена), както и 3s- и 3p-орбитали (3px, 3py, 3pz). Тук има общо 9.
На четвъртия, заедно с 4s и 4p и 4d, се появяват 7 допълнителни f-орбитали - общо 16, също налични при всички по-високи енергийни нива.
Поставяне на електрони в орбитали
Атомът може да се разглежда като много фантастична къща (като обърната пирамида) с ядро, което живее на приземния етаж и различни стаи на горните етажи, заети от електрони:
- има само 1 стая на първия етаж (1s);
- във втората стая вече има 4 (2s, 2px, 2py и 2pz);
- на третия етаж има 9 стаи (една 3s, три 3p и пет 3d орбитали) и така нататък.
Но стаите не са много големи. Всеки от тях може да държи само 2 електрона.
Удобен начин да покажете атомните орбити, в които се намират тези частици, е да нарисувате "квантови клетки".
Квантови клетки
ЯдреноОрбиталите могат да бъдат представени като квадрати с електроните в тях, показани като стрелки. Често стрелките нагоре и надолу се използват, за да покажат, че тези частици са различни.
Необходимостта от различни електрони в атома е следствие от квантовата теория. Ако са в различни орбитали, това е добре, но ако са в една и съща орбита, тогава трябва да има някаква фина разлика между тях. Квантовата теория придава на частиците свойство, наречено "въртене", към което се отнася посоката на стрелките.
Орбиталата
1s с два електрона е показана като квадрат с две стрелки, сочещи нагоре и надолу, но също така може да бъде написана дори по-бързо като 1s2. Той гласи "едно с две", а не "едно s на квадрат". Числата в тези обозначения не трябва да се бъркат. Първото е енергийното ниво, а второто е броят на частиците на орбитала.
Хибридизация
В химията хибридизацията е концепцията за смесване на атомни орбитали в нови хибридни орбитали, способни да сдвояват електрони, за да образуват химически връзки. Sp хибридизацията обяснява химичните връзки на съединения като алкини. В този модел 2s и 2p въглеродните атомни орбитали се смесват, за да образуват две sp орбитали. Ацетилен C2H2 се състои от sp-sp заплитане на два въглеродни атома с образуването на σ-връзка и две допълнителни π-връзки.
Атомните орбитали на въглерода в наситените въглеводороди иматидентичен хибриден sp3-орбитали, оформени като дъмбел, една част от които е много по-голяма от другата.
Sp2-хибридизацията е подобна на предишните и се образува чрез смесване на една s и две p-орбитали. Например, в етиленова молекула се образуват три sp2- и една p-орбитала.
Атомни орбитали: принцип на запълване
Представяйки си преходи от един атом към друг в периодичната таблица на химичните елементи, човек може да установи електронната структура на следващия атом, като постави допълнителна частица в следващата налична орбита.
Електроните, преди да запълнят по-високите енергийни нива, заемат по-ниските, разположени по-близо до ядрото. Където има избор, те запълват орбиталите поотделно.
Тази поръчка за попълване е известна като правилото на Хунд. Прилага се само когато атомните орбитали имат еднакви енергии и също така помага да се сведе до минимум отблъскването между електроните, което прави атома по-стабилен.
Забележете, че s-орбитала винаги има малко по-малко енергия от p орбитала на същото енергийно ниво, така че първата винаги се запълва преди втората.
Това, което е наистина странно, е позицията на 3d орбиталите. Те са на по-високо ниво от 4s и така 4s орбиталите се запълват първо, последвани от всички 3d и 4p орбитали.
Същото объркване възниква на по-високи нива с повече преплитания между тях. Следователно, например, атомните орбитали 4f не се запълват, докато всички места на6s.
Познаването на реда за попълване е от основно значение за разбирането как да се описват електронни структури.
