I kemi og fysik er atomorbitaler en funktion kaldet en bølgefunktion, der beskriver de egenskaber, der er karakteristiske for ikke mere end to elektroner i nærheden af en atomkerne eller system af kerner, som i et molekyle. En orbital er ofte afbildet som et tredimensionelt område, inden for hvilket der er 95 procents chance for at finde en elektron.
Orbitaler og baner
Når en planet bevæger sig rundt om Solen, sporer den en bane, der kaldes en bane. På samme måde kan et atom repræsenteres som elektroner, der kredser i kredsløb omkring kernen. Faktisk er tingene anderledes, og elektronerne er i områder af rummet kendt som atomorbitaler. Kemi nøjes med en forenklet model af atomet til at beregne Schrödinger-bølgeligningen og følgelig bestemme elektronens mulige tilstande.
Orbits og orbitaler lyder ens, men de har helt forskellige betydninger. Det er ekstremt vigtigt at forstå forskellen mellem dem.
Umulligt at vise baner
For at plotte banen for noget skal du vide præcis, hvor objektet erer placeret, og være i stand til at fastslå, hvor den vil være om et øjeblik. Dette er umuligt for en elektron.
Ifølge Heisenberg-usikkerhedsprincippet er det umuligt at vide præcis, hvor en partikel er i øjeblikket, og hvor den vil være senere. (Faktisk siger princippet, at det er umuligt samtidigt og med absolut nøjagtighed at bestemme dens momentum og momentum).
Derfor er det umuligt at bygge en bane af elektronen omkring kernen. Er dette et stort problem? Ingen. Hvis noget ikke er muligt, skal det accepteres og veje rundt om det skal findes.
Hydrogenelektron – 1s-orbital
Antag, at der er ét brintatom, og på et bestemt tidspunkt er positionen af én elektron grafisk indprentet. Kort efter gentages proceduren, og observatøren konstaterer, at partiklen er i en ny position. Hvordan hun kom fra førstepladsen til andenpladsen er ukendt.
Hvis du fortsætter på denne måde, vil du gradvist danne en slags 3D-kort over, hvor partiklen sandsynligvis vil være.
I tilfælde af hydrogenatomet kan elektronen være hvor som helst i det sfæriske rum, der omgiver kernen. Diagrammet viser et tværsnit af dette sfæriske rum.
95 % af tiden (eller en hvilken som helst anden procentdel, da kun universets størrelse kan give hundrede procent sikkerhed) vil elektronen være inden for et ret letdefineret område af rummet, tæt nok på kernen. Et sådant område kaldes en orbital. Atomorbitaler erområder i rummet, hvor der findes en elektron.
Hvad laver han der? Vi ved det ikke, vi kan ikke vide det, og derfor ignorerer vi simpelthen dette problem! Vi kan kun sige, at hvis en elektron er i en bestemt orbital, så vil den have en vis energi.
Hver orbital har et navn.
Det rum, som brintelektronen optager, kaldes 1s-orbitalen. Enheden betyder her, at partiklen er på det energiniveau, der er tættest på kernen. S fortæller om banens form. S-orbitaler er sfærisk symmetriske om kernen - i det mindste som en hul kugle af ret tæt materiale med en kerne i midten.
2s
Den næste orbital er 2s. Det ligner 1s, bortset fra at elektronens mest sandsynlige placering er længere væk fra kernen. Dette er en orbital af det andet energiniveau.
Hvis du ser godt efter, vil du bemærke, at tættere på kernen er der et andet område med lidt højere elektrontæthed ("densitet" er en anden måde at angive sandsynligheden for, at denne partikel er til stede et bestemt sted).
2s elektroner (og 3'ere, 4'ere osv.) bruger noget af deres tid meget tættere på atomets centrum, end man kunne forvente. Resultatet af dette er et lille fald i deres energi i s-orbitaler. Jo tættere elektronerne kommer på kernen, jo lavere bliver deres energi.
3s-, 4s-orbitaler (og så videre) kommer længere fra atomets centrum.
P-orbitaler
Ikke alle elektroner lever i s orbitaler (faktisk er det meget få af dem, der gør). På det første energiniveau er den eneste tilgængelige placering for dem 1s, på det andet tilføjes 2s og 2p.
Orbitaler af denne type ligner mere 2 identiske balloner, forbundet med hinanden i kernen. Diagrammet viser et tværsnit af et 3-dimensionelt område af rummet. Igen viser orbitalen kun området med 95 procents chance for at finde en enkelt elektron.
Hvis vi forestiller os et vandret plan, der passerer gennem kernen på en sådan måde, at den ene del af kredsløbet vil være over planet og den anden under det, så er der nul sandsynlighed for at finde en elektron på denne plan. Så hvordan kommer en partikel fra en del til en anden, hvis den aldrig kan passere gennem kernens plan? Dette skyldes dens bølgenatur.
I modsætning til s- har p-orbital en vis retningsbestemthed.
På ethvert energiniveau kan du have tre absolut ækvivalente p-orbitaler placeret vinkelret på hinanden. De er vilkårligt angivet med symbolerne px, py og pz. Dette er accepteret for nemheds skyld - hvad der menes med X-, Y- eller Z-retningerne ændrer sig konstant, da atomet bevæger sig tilfældigt i rummet.
P-orbitaler på det andet energiniveau kaldes 2px, 2py og 2pz. Der er lignende orbitaler på efterfølgende orbitaler - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz og så videre.
Alle niveauer, undtagen det første, har p-orbitaler. På højere niveauer er "kronbladene" mere aflange, med den mest sandsynlige placering af elektronen i større afstand fra kernen.
d- og f-orbitaler
Ud over s- og p-orbitaler er der to andre sæt orbitaler tilgængelige for elektroner ved højere energiniveauer. På den tredje kan der være fem d-orbitaler (med komplekse former og navne) samt 3s- og 3p-orbitaler (3px, 3py, 3pz). Der er i alt 9 her.
Den fjerde vises sammen med 4s og 4p og 4d 7 yderligere f-orbitaler - 16 i alt, også tilgængelige på alle højere energiniveauer.
Placering af elektroner i orbitaler
Et atom kan opfattes som et meget fancy hus (som en omvendt pyramide) med en kerne, der bor i stueetagen og forskellige rum på de øverste etager optaget af elektroner:
- der er kun 1 værelse på første sal (1s);
- på det andet rum er der allerede 4 (2s, 2px, 2py og 2pz);
- på tredje sal er der 9 rum (en 3s, tre 3p og fem 3d orbitaler) og så videre.
Men værelserne er ikke særlig store. Hver af dem kan kun indeholde 2 elektroner.
En bekvem måde at vise de atomare baner, som disse partikler befinder sig i, er at tegne "kvanteceller".
kvanteceller
NuklearOrbitaler kan repræsenteres som kvadrater med elektronerne i dem vist som pile. Ofte bruges op- og nedpile til at vise, at disse partikler er forskellige.
Behovet for forskellige elektroner i et atom er en konsekvens af kvanteteori. Hvis de er i forskellige orbitaler, er det fint, men hvis de er i samme kredsløb, så må der være en eller anden subtil forskel mellem dem. Kvanteteorien giver partikler en egenskab kaldet "spin", som er det, pilenes retning refererer til.
1s orbitalen med to elektroner er vist som en firkant med to pile, der peger op og ned, men den kan også skrives endnu hurtigere som 1s2. Der står "one s two", ikke "one s squared". Tallene i disse notationer må ikke forveksles. Den første er energiniveauet, og den anden er antallet af partikler pr. orbital.
Hybridization
I kemi er hybridisering konceptet med at blande atomare orbitaler til nye hybridorbitaler, der er i stand til at parre elektroner for at danne kemiske bindinger. Sp-hybridisering forklarer de kemiske bindinger af forbindelser såsom alkyner. I denne model blandes 2s og 2p carbonatomorbitalerne for at danne to sp orbitaler. Acetylen C2H2 består af en sp-sp-sammenfiltring af to carbonatomer med dannelse af en σ-binding og to yderligere π-bindinger.
Atomorbitaler af kulstof i mættede kulbrinter haridentiske hybrid sp3-orbitaler formet som en håndvægt, hvoraf den ene del er meget større end den anden.
Sp2-hybridisering ligner de foregående og dannes ved at blande en s og to p-orbitaler. I et ethylenmolekyle dannes f.eks. tre sp2- og en p-orbital.
Atomiske orbitaler: fyldningsprincip
Ved at forestille sig overgange fra et atom til et andet i det periodiske system af kemiske grundstoffer, kan man etablere den elektroniske struktur af det næste atom ved at placere en ekstra partikel i den næste tilgængelige bane.
Elektroner, før de fylder de højere energiniveauer, optager de lavere, der er placeret tættere på kernen. Hvor der er et valg, udfylder de orbitalerne individuelt.
Denne påfyldningsordre er kendt som Hunds regel. Det gælder kun, når de atomare orbitaler har ens energier, og hjælper også med at minimere frastødning mellem elektroner, hvilket gør atomet mere stabilt.
Bemærk, at s-orbitalen altid har lidt mindre energi end p-orbitalen på samme energiniveau, så førstnævnte fylder altid før sidstnævnte.
Det, der virkelig er mærkeligt, er placeringen af 3d-orbitaler. De er på et højere niveau end 4'erne, og derfor fyldes 4'erne orbitaler først, efterfulgt af alle 3d og 4p orbitalerne.
Den samme forvirring opstår på højere niveauer med flere vævninger imellem. Derfor er for eksempel 4f-atomorbitalerne ikke udfyldt, før alle steder på6s.
Kendskab til udfyldningsrækkefølgen er centr alt for at forstå, hvordan man beskriver elektroniske strukturer.
