ATOMI PÁLYÁK: MIBEN ÁLLNAK ÉS TÍPUSOK - KÉMIA - 2026

Az atomi pályák az atomnak azok a régiói, amelyeket az elektronok hullámfüggvénye határoz meg. A hullámfüggvények matematikai kifejezések, amelyeket a Schrödinger-egyenlet megoldásával kapunk. Ezek leírják egy vagy több elektron energiaállapotát az űrben, valamint annak megtalálásának valószínűségét.

Ez a fizikai koncepció, amelyet a vegyészek alkalmaznak a kötés és a periódikus táblázat megértésére, az elektronot egyidejűleg hullámnak és részecskének tekintik. Ezért elvetik a Naprendszer képét, ahol az elektronok olyan bolygók, amelyek a mag vagy a Nap körüli pályákon forognak.

Forrás: Haade segítségével, a Wikimedia Commons segítségével

Ez az elavult megjelenítés hasznos az atom energiaszintjének bemutatásakor. Például: egy kört, amelyet koncentrikus gyűrűk vesznek körül, amelyek a pályákat ábrázolják, és azok statikus elektronjait. Valójában ez az a kép, amellyel az atomot bevezetik a gyermekek és a fiatalok számára.

Az igazi atomszerkezet azonban túl bonyolult ahhoz, hogy durva képet kapjon róla.

Tekintettel az elektronra mint hullámrészecskere, és a hidrogénatom Schrödinger-féle differenciálegyenletének megoldására (az összes legegyszerűbb rendszerre), megkaptuk a híres kvantumszámokat.

Ezek a számok azt jelzik, hogy az elektronok nem foglalhatnak el helyet az atomban, hanem csak azokat, amelyek engedelmeskednek egy diszkrét és kvantált energiaszintnek. A fentiek matematikai kifejezését hullámfüggvénynek nevezzük.

Így a hidrogénatomból becsülték meg a kvantumszámok által szabályozott energiaállapotok sorozatát. Ezeket az energiaállapotokat atompályáknak hívták.

Ezek azonban csak egy hidrogénatomban lévő elektron helyét írják le. Más atomok, a polioelektronika esetében, héliustól kezdve, körülbelül egy orbitális közelítést végeztünk. Miért? Mivel a Schrödinger-egyenletnek az atomjaira kettő vagy annál több elektron megoldása nagyon bonyolult (még a jelenlegi technológiával is).

Mik az atomi pályák?

Az atomi pályák hullámfunkciók, amelyek két összetevőből állnak: egy radiális és egy szögből. Ezt a matematikai kifejezést a következőképpen írják:

Ψ _nlml = R _nl (r) Y _lml (θφ)

Bár eleinte bonyolultnak tűnhet, vegye figyelembe, hogy az n, l és ml kvantumszámokat kis betűkkel jelöltük. Ez azt jelenti, hogy ez a három szám leírja az orbitát. R _nl (R), jobban ismert, mint a radiális működés, függ -fenil; míg Y _lml (θφ), szögletes funkciót, attól függ, hogy az L és ml.

A matematikai egyenletben megtalálhatók az r, a magtól való távolság, valamint a θ és θ változók is. Az egyenletkészlet eredménye az orbitálisok fizikai ábrázolása. Melyik? A fenti képen látható. Itt egy keringési sorozat látható, amelyet a következő részekben ismertetünk.

Alakjaik és formatervezésük (nem a színek) a hullámfunkciók, valamint a sugárirányú és szögbeli összetevőik ábrázolásából származnak.

Sugárhullám funkció

Amint az az egyenletből látható, R _nl (r) mind n-től, mind l-től függ. Tehát a radiális hullám funkcióját a fő energiaszint és annak alszintjei írják le.

Ha az elektron az irányától függetlenül fényképezhető, akkor egy végtelen kis pontot lehet megfigyelni. Ezután több millió fényképet készítve részletesebben meghatározható, hogy a pont felhő hogyan változik a magtól való távolság függvényében.

Ily módon összehasonlítható a felhő sűrűsége a távolban és a mag közelében. Ha ugyanazt a műveletet megismételték, de egy másik energiaszinttel vagy alszinttel, újabb felhő képződik, amely körülveszi az előzőt. A kettő között van egy kis hely, ahol az elektron soha nem helyezkedik el; ezt nevezzük radiális csomópontnak.

A felhőkben vannak olyan régiók is, ahol az elektron sűrűsége magasabb és alacsonyabb. Ahogy egyre nagyobb és távolabb kerülnek a magból, annál több radiális csomópont van; és emellett egy r távolság, ahol az elektron gyakrabban fordul elő, és valószínűbb, hogy megtalálható.

Szöghullám függvény

Ismét, ez ismert egyenlet, hogy Y _lml (θφ) főként által leírt kvantum számok L és ml. Ezúttal részt vesz a mágneses kvantumszámban, ezért meghatározásra kerül az elektron térbeli iránya; és ez az irány ábrázolható az θ és ϕ változókat matematikai egyenletekből.

Most nem fényképeket készítünk, hanem videofelvételt készítünk az atomban lévő elektron pályájáról. Az előző kísérlettel ellentétben nem pontosan ismert, hogy hol van az elektron, de hol megy.

Amint az elektron mozog, egy pontosabban meghatározott felhőt ír le; valójában egy gömb alakú vagy lebeny alakú, mint amilyen a képen látható. Az ábrák típusát és térbeli irányát l és ml-rel írjuk le.

Vannak olyan régiók, közel a maghoz, ahol az elektron nem jut át, és az ábra eltűnik. Az ilyen régiókat sarokcsomópontoknak nevezzük.

Például, ha az első gömb alakú pályát nézi, gyorsan arra a következtetésre jut, hogy minden irányban szimmetrikus; ugyanakkor nem ez a helyzet a többi pályával, amelynek alakjai üres tereket fednek fel. Ezek megfigyelhetők a derékszög síkjában és a lebenyek közötti képzeletbeli síkokban.

Az elektron és a kémiai kötés megtalálásának valószínűsége

Forrás: A CK-12 Alapítványtól (Fájl: High School Chemistry.pdf, 265. oldal), a Wikimedia Commons segítségével

Ahhoz, hogy meghatározzuk az elektron keringési pályán valódi valószínűségét, figyelembe kell venni a két funkciót: radiális és szög. Ezért nem elegendő feltételezni a szögkomponenst, azaz az orbitálok illusztrált alakját, hanem azt is, hogyan változnak elektron-sűrűségük a magtól való távolságtól függően.

Mivel azonban az (ml) irányok megkülönböztetik az egyik pályát a másiktól, célszerű (bár talán nem egészen helyes) csak a pálya alakját figyelembe venni. Ilyen módon a kémiai kötés leírását az ábrák átfedése magyarázza.

A fenti példa például egy három pálya összehasonlító képe: 1s, 2s és 3s. Vegye figyelembe a sugárirányú csomópontjait belül. Az 1s-es keringőnek nincs csomópontja, míg a másik kettőnek egy és két csomópontja van.

Kémiai kötés mérlegelésekor könnyebb szem előtt tartani csak ezen orbiták gömb alakját. Ilyen módon az ns keringőpont egy másikhoz közeledik, és r távolságra az elektron kötést képez a szomszédos atom elektronjával. Innentől több teoretikus (TEV és TOM) merül fel, amelyek magyarázatot adnak erre a kapcsolatra.

Hogyan szimbolizálják őket?

Az atomi pályákat kifejezetten a következő jelöléssel jelöljük: nl _ml.

A kvantumszámok 0, 1, 2 stb. Egész értékeket vesznek igénybe, de az orbiták szimbolizálásához csak egy numerikus érték marad n. Míg l esetében az egész szám helyébe a megfelelő betű (ek), p, d, f lép; és ml esetén változó vagy matematikai képlet (az ml = 0 kivételével).

Például az 1s-es keringőnél: n = 1, s = 0 és ml = 0. Ugyanez vonatkozik minden ns pályára (2s, 3s, 4s stb.).

A keringő pályák többi részének szimbolizálásához meg kell vizsgálni a típusokat, mindegyiknek megvan a saját energiaszintje és jellemzői.

típusai

Orbitals s

Az l = 0 és ml = 0 kvantumszámok (a sugárirányú és a szögkomponenseik mellett) gömb alakú pályát írnak le. Ez irányítja a kezdeti kép körüli pályák piramisát. Ugyancsak, amint az a radiális csomópontok képéből látható, várható, hogy a 4s, 5s és 6s keringőcsöveknek három, négy és öt csomópontjuk van.

Szimmetrikusak és elektronuk nagyobb effektív nukleáris töltéssel rendelkezik. Ennek oka az, hogy elektronjai behatolhatnak a belső héjba és nagyon közel lebegnek a maghoz, ami pozitív vonzerőt kölcsönöz nekik.

Ezért valószínű, hogy egy 3s elektron áthatolhat a 2s és 1s körüli pályán, megközelítve a magot. Ez a tény magyarázatot ad arra, hogy miért egy sp hibrid orbitállal rendelkező atom elektronegatívabb (nagyobb hajlam vonzza az elektronikus sűrűséget szomszédos atomjaiból), mint az sp ³ hibridizációjú atom.

Így az s körüli pályákon az elektronok azok, amelyek a legjobban megtapasztalják a magot, és energetikailag stabilabbak. Együtt árnyékoló hatást gyakorolnak más alszintekben vagy pályákon lévő elektronokra; vagyis csökkentik a legkülső elektronok által tapasztalt tényleges Z atomtöltést.

Orbitals p

Forrás: David Manthey a Wikipedia segítségével

A p-arbitálisok l = 1 kvantumszámmal rendelkeznek, és ml = -1, 0, +1 értékkel. Vagyis egy elektron ezeken az orbitális csatornákon három irányba tehetõ, amelyeket sárga súlyzóként ábrázolnak (a fenti kép szerint).

Vegye figyelembe, hogy minden súlyzó derékszög x, y és z tengelye mentén helyezkedik el. Ezért, hogy a p orbitális található az x tengelyen jelöljük p _x; az y, p _y tengelyen; és ha merőleges a xy síkra, azaz a z tengelyen, akkor p _z.

Az összes pálya merőleges egymásra, vagyis 90º-os szöget képez. Hasonlóképpen, a szögfunkció eltűnik a magban (a derékszög tengelyének eredete), és csak az a valószínűsége, hogy az elektron megtalálódik a lebenyekben (amelyek elektronsűrűsége a sugárirányú funkciótól függ).

Rossz árnyékoló hatás

Ezekben az orbitálokban az elektronok nem tudnak olyan könnyen behatolni a belső héjba, mint az s körüli pályák. A formájukat összehasonlítva úgy tűnik, hogy a p-arbitálisok közelebb állnak a maghoz; azonban az ns elektronokat gyakrabban találják meg a mag körül.

Mi a következménye a fentieknek? Hogy egy np elektron alacsonyabb effektív nukleáris töltéssel rendelkezik. Ezenkívül ez utóbbit tovább csökkenti az s pályák árnyékoló hatása. Ez magyarázza például, hogy miért van egy sp ³ hibrid orbitállal rendelkező atom kevésbé elektronegatív, mint egy sp ² vagy sp pályával.

Fontos megjegyezni, hogy minden súlyzónak van szögcsomópontja, de nincs sugárirányú csomópontja (csak a 2p-es pályák). Vagyis ha szeletelt volna, akkor nem lennének rétegek belül, mint a 2s-es keringőnél; de a 3p-es keringőtől kezdve megfigyelhető a radiális csomópontok.

Ezek a szögcsomópontok felelősek a legkülső elektronok gyenge árnyékolási hatása miatt. Például a 2s elektronok jobban árnyékolják a 2p körüli pályákon lévőket, mint a 2p elektronok a 3s körüli pályákon.

Px, Py és Pz

Mivel az ml értéke -1, 0 és +1, mindegyik Px, Py vagy Pz orbitált jelent. Összesen hat elektronot képesek befogadni (kettő mindegyik pályán). Ez a tény elengedhetetlen az elektronikus konfiguráció, a periódusos táblázat és az úgynevezett p-blokkot alkotó elemek megértéséhez.

Orbitálisok d

Forrás: Hanilakkis0528, a Wikimedia Commonsból

A d orbitális értékek l = 2, és ml = -2, -1, 0, +1, +2. Ezért öt orbitál létezik, amelyek összesen tíz elektronot tudnak tartani. A d képpontok öt szögfunkciója a fenti képen látható.

Az elsőknek, a 3d-es orbitálisoknak nincsenek radiális csomópontjai, de a többieknek, kivéve a d _z2-es orbitált, két csomópont sík van; nem a kép síkjai, mivel ezek csak azt mutatják, hogy mely tengelyekben található a lóhere alakú narancssárga lebeny. A két csomópont sík merül fel a szürke síkra.

Alakjuk miatt még kevésbé hatékonyak a hatékony nukleáris töltés árnyékolásában. Miért? Mivel több csomópontjuk van, amelyeken keresztül a sejtmag képes vonzza a külső elektronokat.

Ezért az összes d orbitál hozzájárul az atomi sugarak kevésbé kifejezett növekedéséhez az egyik energiaszintről a másikra.

Pályák f

Forrás: Geek3, a Wikimedia Commonsból

Végül, az f-arbitálisok kvantumszámmal rendelkeznek, amelyek értéke l = 3, és ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Hét f arbitál van, összesen tizennégy elektronra. Ezek az orbitálok a 6. periódustól kezdődően válnak elérhetővé, felületesen 4f szimbólummal jelképezve.

A szögfunkciók mindegyike bonyolult alakú és több csomópontú síkkal rendelkező lebenyt ábrázol. Ezért még kevésbé árnyékolják a külső elektronokat, és ez a jelenség magyarázza az úgynevezett lantanid-összehúzódást.

Ezért a nehéz atomok esetében nincs atomatikus sugaraik egyértelmű változása az egyik n szintről a másikra n + 1 (például 6n-7n). A mai napig az 5f körüli pályák találhatók utoljára a természetes vagy mesterséges atomokban.

Mindezt szem előtt tartva, egy szakadék nyílik meg az úgynevezett pálya és a pályák között. Bár szövegesen hasonlóak, a valóságban nagyon különböznek.

Az atomi orbitális koncepció és az orbitális közelítés lehetővé tette a kémiai kötés magyarázatát, és azt, hogy ez valamilyen módon befolyásolhatja a molekuláris szerkezetet.

Irodalom

1. Shiver és Atkins. (2008). Szervetlen kémia. (Negyedik kiadás. 13-8. Oldal). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Grey. (1965). Elektronok és kémiai kötés. WA Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (Sf). Atompályák és kvantumszámok. Helyreállítva: quimitube.com
4. Nave CR (2016). Elektronpályák megjelenítése. Helyreállítva: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atomi pályák. Helyreállítva: chemguide.co.uk
6. Kvantummesék. (2011. augusztus 26.). Atomi pályák, középiskolai hazugság. Helyreállítva: cuentos-cuanticos.com