Në kimi dhe fizikë, orbitalet atomike janë një funksion i quajtur funksion valor që përshkruan vetitë karakteristike të jo më shumë se dy elektroneve në afërsi të një bërthame atomike ose një sistemi bërthamash, si në një molekulë. Një orbital shpesh përshkruhet si një rajon tredimensional brenda të cilit ka një shans 95 përqind për të gjetur një elektron.
Orbitalet dhe orbitat
Kur një planet lëviz rreth Diellit, ai gjurmon një shteg të quajtur orbitë. Në mënyrë të ngjashme, një atom mund të përfaqësohet si elektrone që qarkullojnë në orbita rreth bërthamës. Në fakt, gjërat janë të ndryshme, dhe elektronet janë në rajone të hapësirës të njohura si orbitale atomike. Kimia është e kënaqur me një model të thjeshtuar të atomit për të llogaritur ekuacionin e valës së Shrodingerit dhe, në përputhje me rrethanat, për të përcaktuar gjendjet e mundshme të elektronit.
Orbitat dhe orbitalet tingëllojnë të ngjashme, por ato kanë kuptime krejtësisht të ndryshme. Është jashtëzakonisht e rëndësishme të kuptosh dallimin mes tyre.
E pamundur për të shfaqur orbitat
Për të përshkruar trajektoren e diçkaje, duhet të dini saktësisht se ku është objektindodhet dhe të jetë në gjendje të përcaktojë se ku do të jetë në një moment. Kjo është e pamundur për një elektron.
Sipas parimit të pasigurisë së Heisenberg, është e pamundur të dihet saktësisht se ku ndodhet një grimcë në këtë moment dhe ku do të jetë më vonë. (Në fakt, parimi thotë se është e pamundur të përcaktohet njëkohësisht dhe me saktësi absolute momenti dhe momenti i tij).
Prandaj, është e pamundur të ndërtohet një orbitë e elektronit rreth bërthamës. A është ky një problem i madh? Nr. Nëse diçka nuk është e mundur, duhet pranuar dhe duhet gjetur mënyra për ta zgjidhur atë.
Elektroni i hidrogjenit – 1s-orbital
Supozoni se ekziston një atom hidrogjeni dhe në një moment të caktuar kohor pozicioni i një elektroni është i shtypur grafikisht. Menjëherë pas kësaj, procedura përsëritet dhe vëzhguesi zbulon se grimca është në një pozicion të ri. Nuk dihet se si ajo arriti nga vendi i parë në vendin e dytë.
Nëse vazhdoni në këtë mënyrë, gradualisht do të formoni një lloj harte 3D se ku ka të ngjarë të jetë grimca.
Në rastin e atomit të hidrogjenit, elektroni mund të jetë kudo brenda hapësirës sferike që rrethon bërthamën. Diagrami tregon një seksion kryq të kësaj hapësire sferike.
95% të kohës (ose çdo përqindje tjetër, pasi vetëm madhësia e universit mund të sigurojë njëqind për qind siguri) elektroni do të jetë brenda një rajoni hapësinor mjaft të përcaktuar lehtësisht, mjaft afër bërthamës. Një rajon i tillë quhet orbital. Orbitalet atomike janërajonet e hapësirës ku ekziston një elektron.
Çfarë po bën ai atje? Ne nuk e dimë, nuk mund ta dimë, dhe për këtë arsye thjesht e injorojmë këtë problem! Mund të themi vetëm se nëse një elektron është në një orbital të caktuar, atëherë ai do të ketë një energji të caktuar.
Çdo orbital ka një emër.
Hapësira e zënë nga elektroni i hidrogjenit quhet 1s-orbital. Njësia këtu do të thotë që grimca është në nivelin më të afërt të energjisë me bërthamën. S tregon për formën e orbitës. Orbitalet S janë në mënyrë sferike simetrike rreth bërthamës - të paktën si një top i zbrazët me material mjaft të dendur me një bërthamë në qendër.
2s
Orbitalja tjetër është 2s. Është e ngjashme me 1s, përveç se vendndodhja më e mundshme e elektronit është më larg nga bërthama. Kjo është një orbitale e nivelit të dytë energjetik.
Nëse shikoni nga afër, do të vini re se më afër bërthamës ka një rajon tjetër me densitet elektronik pak më të lartë ("densiteti" është një mënyrë tjetër për të treguar probabilitetin që kjo grimcë të jetë e pranishme në një vend të caktuar).
Elektronet
2s (dhe 3s, 4s, etj.) kalojnë një pjesë të kohës së tyre shumë më afër qendrës së atomit sesa mund të pritet. Rezultati i kësaj është një rënie e lehtë e energjisë së tyre në orbitale s. Sa më shumë që elektronet i afrohen bërthamës, aq më e ulët bëhet energjia e tyre.
3s-, 4s-orbitalet (e kështu me radhë) po shkojnë më larg nga qendra e atomit.
orbitalet P
Jo të gjithë elektronet jetojnë në orbitale s (në fakt, shumë pak prej tyre jetojnë). Në nivelin e parë të energjisë, i vetmi vend i disponueshëm për ta është 1s, në të dytin shtohen 2s dhe 2p.
Orbitalet e këtij lloji janë më shumë si 2 balona identike, të lidhura me njëri-tjetrin në thelb. Diagrami tregon një seksion kryq të një rajoni 3-dimensional të hapësirës. Përsëri, orbitalja tregon vetëm zonën me një shans 95 përqind për të gjetur një elektron të vetëm.
Nëse imagjinojmë një plan horizontal që kalon nëpër bërthamë në atë mënyrë që një pjesë e orbitës do të jetë mbi rrafsh dhe tjetra poshtë tij, atëherë ka një probabilitet zero për të gjetur një elektron në këtë plan.. Pra, si kalon një grimcë nga një pjesë në tjetrën nëse nuk mund të kalojë kurrë nëpër rrafshin e bërthamës? Kjo është për shkak të natyrës së saj valore.
Ndryshe nga s-, orbitalja p ka një drejtim të caktuar.
Në çdo nivel energjie, mund të keni tre p-orbitale absolutisht ekuivalente të vendosura në kënde të drejta me njëra-tjetrën. Ato shënohen në mënyrë arbitrare me simbolet px, py dhe pz. Kjo pranohet për lehtësi - ajo që nënkuptohet me drejtimet X, Y ose Z po ndryshon vazhdimisht, pasi atomi lëviz rastësisht në hapësirë.
Orbitalet
P në nivelin e dytë të energjisë quhen 2px, 2py dhe 2pz. Ka orbitale të ngjashme në ato pasuese - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4pv,4pz dhe kështu me radhë.
Të gjitha nivelet, përveç atij të parë, kanë p-orbitale. Në nivele më të larta, "petalet" janë më të zgjatura, me vendndodhjen më të mundshme të elektronit në një distancë më të madhe nga bërthama.
d- dhe f-orbitalet
Përveç orbitaleve s dhe p, ekzistojnë dy grupe të tjera orbitalesh të disponueshme për elektronet në nivele më të larta energjie. Në të tretën, mund të ketë pesë orbitale d (me forma dhe emra komplekse), si dhe orbitale 3s dhe 3p (3px, 3py, 3pz). Këtu janë gjithsej 9.
Në të katërtin, së bashku me 4s dhe 4p dhe 4d, shfaqen 7 f-orbitale shtesë - 16 gjithsej, gjithashtu të disponueshme në të gjitha nivelet më të larta të energjisë.
Vendosja e elektroneve në orbitale
Një atom mund të mendohet si një shtëpi shumë e zbukuruar (si një piramidë e përmbysur) me një bërthamë që jeton në katin përdhes dhe dhoma të ndryshme në katet e sipërme të zëna nga elektronet:
- ka vetëm 1 dhomë në katin e parë (1);
- në dhomën e dytë ka tashmë 4 (2s, 2px, 2py dhe 2pz);
- në katin e tretë ka 9 dhoma (një 3s, tre 3p dhe pesë orbitale 3d) e kështu me radhë.
Por dhomat nuk janë shumë të mëdha. Secila prej tyre mund të mbajë vetëm 2 elektrone.
Një mënyrë e përshtatshme për të treguar orbitat atomike në të cilat ndodhen këto grimca është të vizatoni "qelizat kuantike".
Qelizat kuantike
BërthamoreOrbitalet mund të paraqiten si katrorë me elektronet në to të paraqitura si shigjeta. Shpesh, shigjetat lart e poshtë përdoren për të treguar se këto grimca janë të ndryshme.
Nevoja për elektrone të ndryshme në një atom është pasojë e teorisë kuantike. Nëse ata janë në orbitale të ndryshme, kjo është mirë, por nëse janë në të njëjtën orbitë, atëherë duhet të ketë një ndryshim delikate midis tyre. Teoria kuantike i pajis grimcat me një veti të quajtur "spin", e cila është ajo që i referohet drejtimi i shigjetave.
Orbitalja
1s me dy elektrone tregohet si katror me dy shigjeta që tregojnë lart e poshtë, por mund të shkruhet edhe më shpejt si 1s2. Ai lexon "një s dy", jo "një s në katror". Numrat në këto shënime nuk duhet të ngatërrohen. E para është niveli i energjisë dhe e dyta është numri i grimcave për orbital.
Hibridizimi
Në kimi, hibridizimi është koncepti i përzierjes së orbitaleve atomike në orbitale të reja hibride të afta të çiftojnë elektronet për të formuar lidhje kimike. Hibridizimi Sp shpjegon lidhjet kimike të komponimeve të tilla si alkinet. Në këtë model, orbitalet atomike të karbonit 2s dhe 2p përzihen për të formuar dy orbitale sp. Acetileni C2H2 përbëhet nga një ndërthurje sp-sp e dy atomeve të karbonit me formimin e një lidhje σ dhe dy lidhjeve π shtesë.
Orbitalet atomike të karbonit në hidrokarburet e ngopura kanëidentike hibride sp3-orbitale në formë të trap, një pjesë e së cilës është shumë më e madhe se tjetra.
Sp2-hibridizimi është i ngjashëm me ato të mëparshme dhe formohet nga përzierja e një s dhe dy p-orbitaleve. Për shembull, në një molekulë etileni, formohen tre sp2- dhe një p-orbitale.
Orbitalet atomike: parimi i mbushjes
Duke imagjinuar kalime nga një atom në tjetrin në tabelën periodike të elementeve kimike, mund të vendoset struktura elektronike e atomit tjetër duke vendosur një grimcë shtesë në orbitën tjetër të disponueshme.
Elektronet, përpara se të mbushin nivelet më të larta të energjisë, zënë ato më të ulëta të vendosura më afër bërthamës. Aty ku ka një zgjedhje, ato mbushin orbitalet individualisht.
Ky urdhër plotësimi njihet si rregulli i Hundit. Zbatohet vetëm kur orbitalet atomike kanë energji të barabarta dhe gjithashtu ndihmon në minimizimin e zmbrapsjes ndërmjet elektroneve, duke e bërë atomin më të qëndrueshëm.
Vini re se orbitalja s ka gjithmonë pak më pak energji se orbitalja p në të njëjtin nivel energjie, kështu që e para mbushet gjithmonë përpara të dytës.
Ajo që është vërtet e çuditshme është pozicioni i orbitaleve 3d. Ato janë në një nivel më të lartë se 4s, dhe kështu orbitalet 4s mbushen së pari, e ndjekur nga të gjitha orbitalet 3d dhe 4p.
I njëjti konfuzion ndodh në nivele më të larta me më shumë thurje në mes. Prandaj, për shembull, orbitalet atomike 4f nuk mbushen derisa të gjitha vendet në6s.
Njohja e renditjes së mbushjes është thelbësore për të kuptuar se si të përshkruhen strukturat elektronike.
