En química i física, els orbitals atòmics són una funció anomenada funció d'ona que descriu les propietats característiques de no més de dos electrons a les proximitats d'un nucli atòmic o sistema de nuclis, com en una molècula. Sovint, un orbital es representa com una regió tridimensional dins de la qual hi ha un 95 per cent de possibilitats de trobar un electró.
Orbitals i òrbites
Quan un planeta es mou al voltant del Sol, traça un camí anomenat òrbita. De la mateixa manera, un àtom es pot representar com electrons que giren en òrbites al voltant del nucli. De fet, les coses són diferents i els electrons es troben en regions de l'espai conegudes com a orbitals atòmics. La química es conforma amb un model simplificat de l'àtom per calcular l'equació d'ona de Schrödinger i, en conseqüència, determinar els possibles estats de l'electró.
Les òrbites i els orbitals sonen semblants, però tenen significats completament diferents. És molt important entendre la diferència entre ells.
Impossible mostrar les òrbites
Per traçar la trajectòria d'alguna cosa, cal saber exactament on és l'objectees troba, i poder establir on serà en un moment. Això és impossible per a un electró.
Segons el principi d'incertesa de Heisenberg, és impossible saber exactament on es troba una partícula en aquest moment i on serà més tard. (De fet, el principi diu que és impossible determinar simultàniament i amb una precisió absoluta el seu moment i el seu moment).
Per tant, és impossible construir una òrbita de l'electró al voltant del nucli. Això és un gran problema? No. Si alguna cosa no és possible, s'ha d'acceptar i s'han de trobar maneres d'evitar-ho.
Electró d'hidrogen – orbital 1s
Suposem que hi ha un àtom d'hidrogen i en un moment determinat la posició d'un electró està gràficament impresa. Poc després, el procediment es repeteix i l'observador descobreix que la partícula es troba en una nova posició. Es desconeix com va passar del primer lloc al segon.
Si continueu d'aquesta manera, formareu gradualment una mena de mapa 3D d'on és probable que estigui la partícula.
En el cas de l'àtom d'hidrogen, l'electró pot estar en qualsevol lloc de l'espai esfèric que envolta el nucli. El diagrama mostra una secció transversal d'aquest espai esfèric.
95% del temps (o qualsevol altre percentatge, ja que només la mida de l'univers pot proporcionar una certesa cent per cent) l'electró estarà dins d'una regió de l'espai bastant fàcil de definir, prou a prop del nucli. Aquesta regió s'anomena orbital. Els orbitals atòmics sónregions de l'espai on hi ha un electró.
Què hi fa? No ho sabem, no ho podem saber i, per tant, simplement ignorem aquest problema! Només podem dir que si un electró es troba en un orbital determinat, llavors tindrà una certa energia.
Cada orbital té un nom.
L'espai que ocupa l'electró d'hidrogen s'anomena orbital 1s. La unitat aquí significa que la partícula es troba al nivell d'energia més proper al nucli. S parla de la forma de l'òrbita. Els orbitals S són esfèricament simètrics respecte al nucli, almenys com una bola buida de material força dens amb un nucli al centre.
2s
El següent orbital és 2s. És similar a 1s, excepte que la ubicació més probable de l'electró està més lluny del nucli. Aquest és un orbital del segon nivell d'energia.
Si us fixeu bé, notareu que més a prop del nucli hi ha una altra regió de densitat electrònica una mica més alta ("la densitat" és una altra manera d'indicar la probabilitat que aquesta partícula estigui present en un lloc determinat).
Els electrons
2s (i 3s, 4s, etc.) passen part del seu temps molt més a prop del centre de l'àtom del que es podria esperar. El resultat d'això és una lleugera disminució de la seva energia en els orbitals s. Com més s'apropen els electrons al nucli, menor serà la seva energia.
Els
3s-, 4s-orbitals (i així successivament) s'estan allunyant del centre de l'àtom.
orbitals-P
No tots els electrons viuen en orbitals s (de fet, són molt pocs). Al primer nivell d'energia, l'única ubicació disponible per a ells és 1s, al segon, s'afegeixen 2s i 2p.
Orbitals d'aquest tipus són més com 2 globus idèntics, connectats entre si al nucli. El diagrama mostra una secció transversal d'una regió de l'espai tridimensional. De nou, l'orbital només mostra l'àrea amb un 95 per cent de possibilitats de trobar un sol electró.
Si imaginem un pla horitzontal que travessa el nucli de tal manera que una part de l'òrbita estarà per sobre del pla i l' altra per sota d'ell, aleshores hi ha una probabilitat zero de trobar un electró en aquest pla.. Llavors, com passa una partícula d'una part a una altra si mai pot passar pel pla del nucli? Això es deu a la seva naturalesa ondulatòria.
A diferència de l's-, l'orbital p té una certa direccionalitat.
A qualsevol nivell d'energia, podeu tenir tres orbitals p absolutament equivalents situats en angle recte entre si. Es denoten arbitràriament amb els símbols px, py i pz. Això s'accepta per comoditat: el que s'entén per les direccions X, Y o Z canvia constantment, ja que l'àtom es mou aleatòriament a l'espai.
Els
-orbitals P al segon nivell d'energia s'anomenen 2px, 2py i 2pz. Hi ha orbitals similars als següents: 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz i així successivament.
Tots els nivells, excepte el primer, tenen orbitals p. A nivells més alts, els "pètals" són més allargats, amb la ubicació més probable de l'electró a una distància més gran del nucli.
d- i f-orbitals
A més dels orbitals s i p, hi ha altres dos conjunts d'orbitals disponibles per als electrons a nivells d'energia més alts. A la tercera, hi pot haver cinc orbitals d (amb formes i noms complexos), així com orbitals 3s i 3p (3px, 3py, 3pz). N'hi ha un total de 9 aquí.
El quart, juntament amb 4s i 4p i 4d, apareixen 7 orbitals f addicionals, 16 en total, també disponibles a tots els nivells d'energia més alts.
Col·locació d'electrons en orbitals
Un àtom es pot pensar com una casa molt elegant (com una piràmide invertida) amb un nucli que viu a la planta baixa i diverses habitacions als pisos superiors ocupades per electrons:
- només hi ha 1 habitació al primer pis (1s);
- a la segona habitació ja n'hi ha 4 (2s, 2px, 2py i 2pz);
- al tercer pis hi ha 9 habitacions (una 3s, tres 3p i cinc orbitals 3d) i així successivament.
Però les habitacions no són molt grans. Cadascun d'ells només pot contenir 2 electrons.
Una manera convenient de mostrar les òrbites atòmiques en què es troben aquestes partícules és dibuixar "cèl·lules quàntiques".
Cèl·lules quàntiques
NuclearEls orbitals es poden representar com a quadrats amb els electrons que s'hi mostren com a fletxes. Sovint, s'utilitzen fletxes amunt i avall per mostrar que aquestes partícules són diferents.
La necessitat de diferents electrons en un àtom és una conseqüència de la teoria quàntica. Si estan en orbitals diferents, està bé, però si estan a la mateixa òrbita, hi ha d'haver alguna diferència subtil entre ells. La teoria quàntica dota a les partícules d'una propietat anomenada "gir", que és a què es refereix la direcció de les fletxes.
L'orbital
1s amb dos electrons es mostra com un quadrat amb dues fletxes apuntant cap amunt i cap avall, però també es pot escriure encara més ràpidament com 1s2. Es llegeix "un s dos", no "un s al quadrat". Els nombres d'aquestes anotacions no s'han de confondre. El primer és el nivell d'energia i el segon és el nombre de partícules per orbital.
Hibridació
En química, la hibridació és el concepte de barrejar orbitals atòmics en nous orbitals híbrids capaços d'aparellar electrons per formar enllaços químics. La hibridació Sp explica els enllaços químics de compostos com els alquins. En aquest model, els orbitals atòmics de carboni 2s i 2p es barregen per formar dos orbitals sp. L'acetilè C2H2 consisteix en un enllaç sp-sp de dos àtoms de carboni amb la formació d'un enllaç σ i dos enllaços π addicionals.
Els orbitals atòmics del carboni dels hidrocarburs saturats tenenhíbrids idèntics sp3-orbitals amb forma de mancuerna, una part de la qual és molt més gran que l' altra.
La
Sp2-hibridació és similar a les anteriors i es forma barrejant un s i dos p-orbitals. Per exemple, en una molècula d'etilè, es formen tres sp2- i un orbital p.
Orbitals atòmics: principi d'ompliment
Imaginant transicions d'un àtom a un altre a la taula periòdica dels elements químics, es pot establir l'estructura electrònica del següent àtom col·locant una partícula addicional a la següent òrbita disponible.
Els electrons, abans d'omplir els nivells d'energia superiors, ocupen els inferiors situats més a prop del nucli. Quan hi ha una opció, omplen els orbitals individualment.
Aquesta ordre d'ompliment es coneix com la regla de Hund. Només s'aplica quan els orbitals atòmics tenen energies iguals i també ajuda a minimitzar la repulsió entre electrons, fent que l'àtom sigui més estable.
Tingueu en compte que l'orbital s sempre té una mica menys d'energia que l'orbital p al mateix nivell d'energia, de manera que el primer sempre s'omple abans que el segon.
El que és realment estrany és la posició dels orbitals 3D. Estan a un nivell més alt que els 4s, de manera que els orbitals 4s s'omplen primer, seguits de tots els orbitals 3d i 4p.
La mateixa confusió es produeix a nivells més alts amb més teixits entremig. Per tant, per exemple, els orbitals atòmics 4f no s'omplen fins que tots els llocs de la6 s.
Conèixer l'ordre d'ompliment és fonamental per entendre com descriure les estructures electròniques.
