ATOMAIRE ORBITALEN: WAARUIT ZE BESTAAN ​​EN TYPEN - CHEMIE - 2025

De atomaire orbitalen zijn die gebieden van het atoom die worden 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 wordt het beeld van het zonnestelsel weggegooid, waar de elektronen planeten zijn die in banen rond de kern of de zon draaien.

Bron: door haade, via Wikimedia Commons

Deze verouderde visualisatie is handig 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 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).

Wat zijn atomaire orbitalen?

Atoomorbitalen zijn golffuncties die uit twee componenten bestaan: een radiaal en een hoekig. Deze wiskundige uitdrukking is geschreven als:

Ψ _nlml = R _nl (r) Y _lml (θϕ)

Hoewel het in het begin misschien ingewikkeld lijkt, moet u er rekening mee houden dat de kwantumgetallen n, l en ml in kleine letters worden aangegeven. Dit betekent dat deze drie nummers de orbitaal beschrijven. R _nl (r), beter bekend als de radiale functie, hangt af van nyl; terwijl Y _lml (θϕ), hoekfunctie, afhangt van l en 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) zijn afkomstig van het grafisch weergeven van de golffuncties en hun radiale en hoekige componenten in de ruimte.

Radiale golffunctie

Zoals te zien is in de vergelijking, hangt R _nl (r) af van zowel n als l. De radiale golffunctie wordt dus 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 een radiaal knooppunt.

Ook 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 verder een afstand r waar het elektron vaker ronddraait en waarschijnlijk wordt gevonden.

Hoekgolffunctie

Ook hier is uit de vergelijking bekend dat Y _lml (θϕ) voornamelijk wordt beschreven door de kwantumgetallen l en 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 precies bekend waar het elektron zich 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 te zien is in de afbeelding. Het type figuren en hun richting in de ruimte worden beschreven door l en ml.

Er zijn gebieden, dicht bij de kern, waar het elektron niet doorgaat en de figuur verdwijnt. Dergelijke gebieden staan ​​bekend als hoekknooppunten.

Als je bijvoorbeeld naar de eerste bolvormige orbitaal 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.

Kans op het vinden van de elektron- en chemische binding

Bron: door CK-12 Foundation (bestand: High School Chemistry.pdf, pagina 265), via Wikimedia Commons

Om de echte 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 ten opzichte van de afstand tot de kern.

Omdat de richtingen (ml) de ene orbitaal van de andere onderscheiden, is het echter 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 de overlapping van deze figuren.

Bovenstaand is 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 orbitaal ns een andere, en op afstand r zal het elektron een binding aangaan met het elektron van het naburige atoom. Van hieruit ontstaan ​​verschillende theoretici (TEV en TOM) die deze link verklaren.

Hoe worden ze gesymboliseerd?

Atoomorbitalen worden expliciet gesymboliseerd als: nl _ml .

Kwantumgetallen hebben gehele getallen 0, 1, 2, etc., maar om de orbitalen te symboliseren blijft er alleen een numerieke waarde over n. Terwijl voor l het hele getal wordt vervangen door de bijbehorende letter (s, p, d, f); en voor 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.

Soorten

Orbitalen s

De kwantumgetallen l = 0 en ml = 0 (naast hun radiale en hoekige componenten) beschrijven een orbitaal met een bolvorm. Dit is degene die de piramide van orbitalen van de eerste afbeelding leidt. 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 elektronegatieve (met een grotere neiging tot elektronendichtheid van de naburige atomen aantrekken) meerdere met sp ³ -hybridisatie .

De elektronen in de orbitalen van de s ervaren dus de meeste lading van de kern 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.

Orbitalen p

Bron: David Manthey via Wikipedia

De p-orbitalen hebben de kwantumgetallen 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 x-, y- en z-as bevindt. Daarom wordt die p-orbitaal op de x-as aangeduid als p _x ; die op de y, p _y- as ; en als het loodrecht op het xy-vlak wijst, dat wil zeggen op de z-as, dan is het p _z .

Alle orbitalen staan ​​loodrecht op elkaar, dat wil zeggen dat ze een hoek van 90º 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).

Slecht afschermend effect

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; de 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 sp ³ hybride orbitalen minder elektronegatief is dan een atoom met sp ² of sp orbitalen .

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 zou worden gesneden, zouden er geen lagen binnen 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.

Px, Py en Pz

Omdat de waarden van ml -1, 0 en +1 zijn, vertegenwoordigt elk een Px-, Py- of Pz-orbitaal. 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.

Orbitalen d

Bron: door Hanilakkis0528, van Wikimedia Commons

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 _dz2- orbitaal , hebben twee knoopvlakken; niet de vlakken van de afbeelding, want die laten alleen zien in welke assen de oranjelobben met de vorm van klaverblaadjes zitten. 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 bij aan een minder uitgesproken toename van de atoomstralen van het ene energieniveau naar het andere.

Orbitalen f

Bron: door Geek3, van Wikimedia Commons

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 in totaal 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 beschermen ze de externe elektronen nog minder en dit fenomeen verklaart wat bekend staat als lanthanidecontractie.

Om deze reden is er voor zware atomen geen uitgesproken variatie in hun atoomstralen van het ene niveau n naar het andere 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, gaat er een kloof open 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 uit te leggen en hoe deze op de een of andere manier de moleculaire structuur kan beïnvloeden.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde editie., Pp.13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Elektronen en chemische binding. WA Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (sf). Atomaire orbitalen en kwantumgetallen. Hersteld van: quimitube.com
4. Schip CR (2016). Visualisatie van elektronen-orbitalen. Hersteld van: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atomaire orbitalen. Hersteld van: chemguide.co.uk
6. Kwantumverhalen. (26 augustus 2011). Atomaire orbitalen, een leugen op de middelbare school. Hersteld van: cuentos-cuanticos.com