ORBITALE ATOMICE: DIN CE CONSTĂ ȘI DIN TIPURI - CHIMIE - 2025

Cele orbitali atomice sunt acele regiuni ale atomului definit printr - o funcție de undă de electroni. Funcțiile de undă sunt expresii matematice obținute prin rezolvarea ecuației Schrödinger. Acestea descriu starea energetică a unuia sau mai multor electroni în spațiu, precum și probabilitatea găsirii lui.

Acest concept fizic, aplicat de chimiști pentru a înțelege legătura și tabelul periodic, consideră electronul ca o undă și o particulă în același timp. Prin urmare, imaginea sistemului solar este aruncată, unde electronii sunt planete care se rotesc pe orbitele din jurul nucleului sau a soarelui.

Sursa: By haade, prin Wikimedia Commons

Această vizualizare învechită vine la îndemână atunci când ilustrează nivelurile de energie ale atomului. De exemplu: un cerc înconjurat de inele concentrice reprezentând orbitele și electronii lor statici. De fapt, aceasta este imaginea cu care atomul este introdus copiilor și tinerilor.

Totuși, adevărata structură atomică este prea complexă pentru a avea chiar o imagine brută a acesteia.

Considerand apoi electronul ca o particulă de undă și rezolvând ecuația diferențială Schrödinger pentru atomul de hidrogen (cel mai simplu sistem dintre toate), au fost obținute celebrele numere cuantice.

Aceste numere indică faptul că electronii nu pot ocupa niciun loc în atom, ci doar cei care se supun unui nivel de energie discret și cuantificat. Expresia matematică a celor de mai sus este cunoscută ca funcție de undă.

Astfel, din atomul de hidrogen s-a estimat o serie de stări energetice guvernate de numere cuantice. Aceste stări energetice au fost numite orbitale atomice.

Dar, acestea au descris doar unde se află un electron într-un atom de hidrogen. Pentru alți atomi, polielectronica, de la heliu înainte, s-a făcut o aproximare orbitală. De ce? Deoarece rezolvarea ecuației Schrödinger pentru atomi cu doi sau mai mulți electroni este foarte complicată (chiar și cu tehnologia actuală).

Ce sunt orbitalii atomici?

Orbitalii atomici sunt funcții de undă care constau din două componente: una radială și una unghiulară. Această expresie matematică este scrisă ca:

Ψ _nlml = R _nl (r) Y _lml (θϕ)

Deși la început poate părea complicat, rețineți că numerele cuantice n, l și ml sunt indicate cu litere mici. Aceasta înseamnă că aceste trei numere descriu orbitalul. R _nl (r), cunoscut mai bine ca funcția radială, depinde de nil; în timp ce Y _lml (θϕ), funcția unghiulară, depinde de l și ml.

În ecuația matematică există și variabilele r, distanța față de nucleu și θ și ϕ. Rezultatul tuturor acestui set de ecuații este o reprezentare fizică a orbitalelor. Care? Cel văzut în imaginea de mai sus. Sunt prezentate o serie de orbitali care vor fi explicați în secțiunile următoare.

Formele și desenele lor (nu culorile) provin din graficarea funcțiilor valurilor și a componentelor lor radiale și unghiulare în spațiu.

Funcția undelor radiale

După cum se vede în ecuație, _Rnl (r) depinde atât de n cât și de l. Deci, funcția de undă radială este descrisă de nivelul principal de energie și sublivele sale.

Dacă electronul ar putea fi fotografiat indiferent de direcția sa, s-ar putea observa un punct infinit de mic. Apoi, luând milioane de fotografii, ar putea fi detaliat modul în care se schimbă norul de puncte ca funcție de distanță până la miez.

În acest fel, densitatea norului la distanță și aproape de miez poate fi comparată. Dacă aceeași operație s-ar repeta, dar cu un alt nivel de energie sau sub-nivel, s-ar forma un alt nor care îl închide pe cel precedent. Între cele două există un spațiu mic în care electronul nu este niciodată localizat; aceasta este ceea ce este cunoscut sub numele de nod radial.

De asemenea, în nori există regiuni cu densitate de electroni mai mare și mai mică. Pe măsură ce devin mai mari și mai departe de nucleu, au mai multe noduri radiale; și în plus, o distanță r unde electronul rotunjește mai frecvent și este mai probabil să fie găsit.

Funcția de undă unghiulară

Din nou, se știe din ecuația că Y _lml (θϕ) este descris în principal de numerele cuantice l și ml. De data aceasta participă la numărul cuantic magnetic, prin urmare, este definită direcția electronului în spațiu; iar această direcție poate fi apucată din ecuațiile matematice care implică variabilele θ și ϕ.

Acum, nu procedăm la fotografierea, ci la înregistrarea unui videoclip cu traiectoria electronului în atom. Spre deosebire de experimentul anterior, nu se știe exact unde se află electronul, dar unde se duce.

Pe măsură ce electronul se mișcă, descrie un nor mai definit; de fapt, o figură sferică, sau una cu lobi, ca cele văzute în imagine. Tipul de figuri și direcția lor în spațiu sunt descrise de l și ml.

Există regiuni, aproape de nucleu, unde electronul nu tranzitează și figura dispare. Astfel de regiuni sunt cunoscute sub numele de noduri de colț.

De exemplu, dacă te uiți la primul orbital sferic, ajungi rapid la concluzia că este simetric în toate direcțiile; cu toate acestea, nu este cazul celorlalte orbite, ale căror forme dezvăluie spații goale. Acestea pot fi observate la originea planului cartezian și în planurile imaginare dintre lobi.

Probabilitatea găsirii legăturii electronice și chimice

Sursa: De Fundația CK-12 (File: High School Chemistry.pdf, pagina 265), prin Wikimedia Commons

Pentru a determina adevărata probabilitate de a găsi un electron într-un orbital, trebuie luate în considerare cele două funcții: radial și unghiular. Prin urmare, nu este suficient să presupunem componenta unghiulară, adică forma ilustrată a orbitalelor, ci și modul în care densitatea electronilor acestora se modifică în ceea ce privește distanța față de nucleu.

Cu toate acestea, deoarece direcțiile (ml) disting un orbital de altul, este practic (deși poate nu în totalitate corect) să luăm în considerare doar forma orbitalului. În acest fel, descrierea legăturii chimice este explicată prin suprapunerea acestor cifre.

De exemplu, mai sus este o imagine comparativă a trei orbitale: 1s, 2s și 3s. Notă nodurile sale radiale din interior. Orbitalul 1s nu are nod, în timp ce ceilalți doi au unul și doi noduri.

Atunci când aveți în vedere o legătură chimică, este mai ușor să țineți cont doar de forma sferică a acestor orbitali. În acest fel, orbitalul ns se apropie de altul, iar la distanța r, electronul va forma o legătură cu electronul atomului vecin. De aici apar mai mulți teoreticieni (TEV și TOM) care explică această legătură.

Cum sunt ele simbolizate?

Orbitalele atomice sunt simbolizate explicit ca: nl _ml .

Numerele cuantice iau valori întregi 0, 1, 2 etc., dar pentru a simboliza orbitalele doar o valoare numerică rămâne n. În timp ce pentru l, numărul întreg este înlocuit cu litera corespunzătoare (s, p, d, f); și pentru ml, o formulă variabilă sau matematică (cu excepția ml = 0).

De exemplu, pentru orbitalul 1s: n = 1, s = 0 și ml = 0. Același lucru se aplică tuturor orbitalelor ns (2s, 3s, 4s, etc.).

Pentru a simboliza restul orbitalelor, este necesar să le abordăm tipurile, fiecare având propriile niveluri de energie și caracteristici.

Tipuri

Orbitali s

Numerele cuantice l = 0 și ml = 0 (pe lângă componentele lor radiale și unghiulare) descriu un orbital cu o formă sferică. Aceasta este cea care conduce piramida orbitalelor imaginii inițiale. De asemenea, așa cum se poate observa în imaginea nodurilor radiale, se poate aștepta ca orbitalii 4s, 5s și 6s să aibă trei, patru și cinci noduri.

Se caracterizează prin faptul că sunt simetrici și electronii lor experimentează o încărcare nucleară eficientă mai mare. Acest lucru se datorează faptului că electronii săi pot pătrunde în cochilii interioare și se pot plimba foarte aproape de nucleu, ceea ce exercită asupra lor o atracție pozitivă.

Prin urmare, există probabilitatea ca un electron 3s să pătrundă pe orbitalele 2s și 1s, apropiindu-se de nucleu. Acest fapt explică de ce un atom cu orbital hibrid sp este mai electronegativ (cu o tendință mai mare de a atrage densitatea electronică din atomii săi învecinați) decât unul cu hibridizarea sp ³ .

Astfel, electronii din orbitalii s sunt cei care experimentează cel mai mult sarcina nucleului și sunt mai stabili din punct de vedere energetic. Împreună, ele exercită un efect de protecție asupra electronilor din alte niveluri sau orbite; adică scad sarcina nucleară reală Z experimentată de electronii cei mai exteriori.

Orbitali p

Sursa: David Manthey prin Wikipedia

Orbitalii p au numerele cuantice l = 1, și cu valori de ml = -1, 0, +1. Adică, un electron în aceste orbitale poate lua trei direcții, care sunt reprezentate ca gantere galbene (conform imaginii de mai sus).

Rețineți că fiecare gantere este localizată de-a lungul unei axe x, y și z carteziene. Prin urmare, acel orbital p situat pe axa x este notat ca p _x ; cea de pe axa y, p _y ; și dacă se indică perpendicular pe planul xy, adică pe axa z, atunci este p _z .

Toți orbitalii sunt perpendiculari între ei, adică formează un unghi de 90º. De asemenea, funcția unghiulară dispare în nucleu (originea axei carteziene) și există doar probabilitatea de a găsi electronul în lobii (a căror densitate de electroni depinde de funcția radială).

Efect slab de ecranare

Electronii din aceste orbitale nu pot pătrunde în cochilii interioare la fel de ușor ca s orbitalii. Comparând formele lor, orbitalele p par să fie mai aproape de nucleu; cu toate acestea, electronii ns se găsesc mai des în jurul nucleului.

Care este consecința celor de mai sus? Că un electron np experimentează o încărcare nucleară eficientă mai mică. În plus, acesta din urmă este redus în continuare prin efectul de ecranare a orbitalelor. Acest lucru explică, de exemplu, de ce un atom cu orbitali hibrizi sp ³ este mai puțin electronegativ decât unul cu orbital sp ² sau sp.

De asemenea, este important de menționat că fiecare ganteră are un plan nodal unghiular, dar nu există noduri radiale (doar orbitalii 2p). Adică, dacă ar fi feliat, nu ar exista straturi în interior, ca în cazul orbitalului 2s; dar de la orbitalul 3p înainte, nodurile radiale ar începe să fie observate.

Aceste noduri unghiulare sunt responsabile pentru electronii cei mai exteriori care se confruntă cu un efect de ecranare slab. De exemplu, electronii 2s îi protejează pe cei din orbitalele 2p mai bine decât electronii 2p îi protejează pe cei din orbitalul 3s.

Px, Py și Pz

Deoarece valorile ml sunt -1, 0 și +1, fiecare reprezintă un orbital Px, Py sau Pz. În total, pot găzdui șase electroni (doi pentru fiecare orbital). Acest fapt este crucial pentru înțelegerea configurației electronice, a tabelului periodic și a elementelor care alcătuiesc așa-numitul p-bloc.

Orbitali d

Sursa: De Hanilakkis0528, de la Wikimedia Commons

Orbitalele d au valori de l = 2, și ml = -2, -1, 0, +1, +2. Prin urmare, există cinci orbitali capabili să țină zece electroni în total. Cele cinci funcții unghiulare ale orbitalelor d sunt reprezentate în imaginea de mai sus.

Primele, orbitale 3d, nu au noduri radiale, dar toate celelalte, cu excepția orbitalului d _z2 , au două planuri nodale; nu planurile imaginii, deoarece acestea arată doar în ce axe se află lobii portocalii cu forme de frunze de trifoi. Cele două planuri nodale sunt cele care se bisectează perpendicular pe planul gri.

Formele lor le fac și mai puțin eficiente în protejarea încărcăturii nucleare efective. De ce? Deoarece au mai multe noduri, prin care nucleul poate atrage electroni externi.

Prin urmare, toate orbitalele d contribuie la o creștere mai puțin accentuată a razelor atomice de la un nivel de energie la altul.

Orbitali f

Sursa: De Geek3, de la Wikimedia Commons

În cele din urmă, orbitalele f au numere cuantice cu valori de l = 3, și ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Există șapte orbitali f, pentru un total de paisprezece electroni. Acești orbitali devin disponibili din perioada 6, simbolizată superficial ca 4f.

Fiecare dintre funcțiile unghiulare reprezintă lobii cu forme complexe și mai multe planuri nodale. Prin urmare, aceștia protejează și mai puțin electronii externi și acest fenomen explică ceea ce este cunoscut sub numele de contracția lantanidelor.

Din acest motiv, pentru atomii grei nu există nicio variație pronunțată a razelor lor atomice de la un nivel n la altul n + 1 (de exemplu, 6n la 7n). Până în prezent, orbitalii 5f sunt ultimii găsiți în atomii naturali sau artificiali.

Având în vedere toate acestea, se deschide o prăpastie între ceea ce este cunoscut sub numele de orbită și orbitale. Deși textual sunt similare, în realitate sunt foarte diferite.

Conceptul de orbital atomic și aproximarea orbitală au făcut posibilă explicarea legăturii chimice și cum poate afecta, într-un fel sau altul, structura moleculară.

Referințe

1. Shiver & Atkins. (2008). Chimie anorganică. (Ediția a patra., Pp. 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Electroni și lipire chimică. WA Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (Sf). Orbitale atomice și numere cuantice. Recuperat de la: quimitube.com
4. Nave CR (2016). Vizualizarea orbitalelor electronilor. Recuperat din: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Orbitali atomici. Recuperat din: chemguide.co.uk
6. Povestiri cuantice. (26 august 2011). Orbitale atomice, o minciună de liceu. Recuperat de la: cuentos-cuanticos.com