Keemias ja füüsikas on aatomiorbitaalid funktsioon, mida nimetatakse lainefunktsiooniks ja mis kirjeldab omadusi, mis on iseloomulikud mitte rohkem kui kahele elektronile aatomituuma või tuumade süsteemi läheduses, nagu molekulis. Orbitaali kujutatakse sageli kolmemõõtmelise piirkonnana, milles elektroni leidmise tõenäosus on 95%.
Orbitaalid ja orbiidid
Kui planeet liigub ümber Päikese, jälgib see rada, mida nimetatakse orbiidiks. Samamoodi võib aatomit kujutada elektronidena, mis tiirlevad tuuma ümber orbiitidel. Tegelikult on asjad erinevad ja elektronid asuvad ruumipiirkondades, mida tuntakse aatomiorbitaalidena. Keemia on rahul aatomi lihtsustatud mudeliga, et arvutada välja Schrödingeri lainevõrrand ja vastav alt sellele määrata elektroni võimalikud olekud.
Orbiidid ja orbitaalid kõlavad sarnaselt, kuid neil on täiesti erinev tähendus. Äärmiselt oluline on mõista nende erinevust.
Orbiite ei ole võimalik kuvada
Millegi trajektoori joonistamiseks peate teadma täpselt, kus objekt asubasub ja suudavad kindlaks teha, kus see hetkega asub. See on elektroni jaoks võimatu.
Heisenbergi määramatuse printsiibi järgi on võimatu täpselt teada, kus osake hetkel asub ja kus ta asub hiljem. (Tegelikult ütleb põhimõte, et selle impulsi ja impulsi üheaegselt ja absoluutse täpsusega on võimatu määrata).
Seetõttu on võimatu ehitada elektroni orbiiti ümber tuuma. Kas see on suur probleem? Ei. Kui miski pole võimalik, tuleb sellega leppida ja leida viise, kuidas sellest ümber saada.
Vesinikelektron – 1s-orbitaal
Oletame, et on üks vesinikuaatom ja teatud ajahetkel on ühe elektroni asukoht graafiliselt trükitud. Varsti pärast seda protseduuri korratakse ja vaatleja leiab, et osake on uues asendis. Kuidas ta esikoh alt teisele jõudis, pole teada.
Nii jätkates moodustate järk-järgult teatud tüüpi 3D kaardi selle kohta, kus osake tõenäoliselt asub.
Vesinikuaatomi puhul võib elektron olla ükskõik kus tuuma ümbritsevas sfäärilises ruumis. Diagramm näitab selle sfäärilise ruumi ristlõiget.
95% ajast (või mis tahes muust protsendist, kuna ainult universumi suurus võib anda sajaprotsendilise kindluse) on elektron üsna kergesti määratletavas ruumipiirkonnas, piisav alt lähedal tuumale. Sellist piirkonda nimetatakse orbitaaliks. Aatomiorbitaalid onruumipiirkonnad, kus elektron eksisteerib.
Mida ta seal teeb? Me ei tea, me ei saa teada ja seetõttu me lihts alt ignoreerime seda probleemi! Võime vaid öelda, et kui elektron on kindlal orbitaalil, siis on tal teatud energia.
Igal orbitaalil on nimi.
Vesiniku elektroni poolt hõivatud ruumi nimetatakse 1s-orbitaaliks. Ühik tähendab siin seda, et osake on tuumale lähimal energiatasemel. S räägib orbiidi kujust. S-orbitaalid on tuuma suhtes sfääriliselt sümmeetrilised – vähem alt nagu üsna tihedast materjalist õõnes kuul, mille keskel on tuum.
2s
Järgmine orbitaal on 2s. See on sarnane 1-ga, välja arvatud see, et elektroni kõige tõenäolisem asukoht on tuumast kaugemal. See on teise energiataseme orbitaal.
Kui te vaatate tähelepanelikult, märkate, et tuumale lähemal on veel üks veidi suurema elektrontihedusega piirkond ("tihedus" on veel üks viis, mis näitab tõenäosust, et see osake on teatud kohas).
2s elektronid (ja 3s, 4s jne) veedavad osa oma ajast aatomi keskpunktile palju lähemal, kui võiks eeldada. Selle tulemuseks on nende energia mõningane vähenemine s-orbitaalidel. Mida lähemale elektronid tuumale jõuavad, seda madalamaks muutub nende energia.
3s-, 4s-orbitaalid (ja nii edasi) jõuavad aatomi keskpunktist kaugemale.
P-orbitaalid
Kõik elektronid ei ela s-orbitaalidel (tegelikult elavad väga vähesed neist). Esimesel energiatasemel on nende jaoks ainus saadaolev asukoht 1s, teisele lisanduvad 2s ja 2p.
Seda tüüpi orbitaalid on rohkem nagu 2 identset õhupalli, mis on südamikust üksteisega ühendatud. Diagramm näitab ruumi kolmemõõtmelise piirkonna ristlõiget. Jällegi näitab orbitaal ainult piirkonda, millel on 95-protsendiline võimalus leida üks elektron.
Kui kujutame ette horisonta altasapinda, mis läbib tuuma nii, et üks orbiidi osa jääb tasapinnast kõrgemale ja teine selle alla, siis on sellel tasapinnal elektroni leidmise tõenäosus null. Niisiis, kuidas saab osake ühest osast teise, kui ta ei saa kunagi läbida tuuma tasapinda? Selle põhjuseks on selle laineline olemus.
Erinev alt s-st on p-orbitaalil teatud suund.
Igal energiatasemel võib teil olla kolm absoluutselt samaväärset p-orbitaali, mis asuvad üksteise suhtes täisnurga all. Neid tähistatakse meelevaldselt sümbolitega px, py ja pz. Seda aktsepteeritakse mugavuse huvides – X-, Y- või Z-suuna mõiste muutub pidev alt, kuna aatom liigub ruumis juhuslikult.
P-orbitaale teisel energiatasemel nimetatakse 2px, 2py ja 2pz. Sarnased orbitaalid on ka järgmistel - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz ja nii edasi.
Kõigil tasemetel, välja arvatud esimesel, on p-orbitaalid. Kõrgematel tasemetel on "kroonlehed" piklikumad ja elektroni kõige tõenäolisem asukoht on tuumast kaugemal.
d- ja f-orbitaalid
Lisaks s- ja p-orbitaalidele on kõrgema energiatasemega elektronidele saadaval veel kaks orbitaalide komplekti. Kolmandal võib olla viis d-orbitaali (keerulise kuju ja nimega), samuti 3s- ja 3p-orbitaali (3px, 3py, 3pz). Siin on kokku 9.
Neljandal koos 4s, 4p ja 4d ilmub 7 täiendavat f-orbitaali – kokku 16, mis on saadaval ka kõigil kõrgematel energiatasemetel.
Elektronide paigutus orbitaalidele
Aatomit võib pidada väga uhkeks majaks (nagu ümberpööratud püramiid), mille alumisel korrusel asub tuum ja ülemistel korrustel erinevad ruumid, mis on hõivatud elektronidega:
- esimesel korrusel on ainult 1 tuba (1s);
- teises toas on juba 4 (2s, 2px, 2py ja 2pz);
- kolmandal korrusel on 9 tuba (üks 3s, kolm 3p ja viis 3d orbitaali) jne.
Aga ruumid pole väga suured. Igaüks neist mahutab ainult 2 elektroni.
Mugav viis nende osakeste aatomiorbiitide näitamiseks on joonistada "kvantrakke".
Kvantelemendid
TuumaOrbitaale saab kujutada ruutudena, kusjuures nendes olevad elektronid on näidatud nooltena. Sageli kasutatakse üles- ja allanooli, et näidata, et need osakesed on erinevad.
Vajadus erinevate elektronide järele aatomis on kvantteooria tagajärg. Kui nad on erinevatel orbitaalidel, on see hea, aga kui nad on samal orbiidil, siis peab nende vahel olema mingi väike erinevus. Kvantteooria annab osakestele omaduse, mida nimetatakse "pöörlemiseks", millele viitab noolte suund.
Kahe elektroniga orbitaal
1s on näidatud ruuduna, millel on kaks üles ja alla suunatud noolt, kuid seda saab kirjutada ka kiiremini kui 1s2. Seal on kirjas "üks s kaks", mitte "üks ruudus". Nendes tähistes olevaid numbreid ei tohiks segi ajada. Esimene on energiatase ja teine osakeste arv orbitaali kohta.
Hübridiseerimine
Keemias on hübridiseerimine mõiste aatomiorbitaalide segamine uuteks hübriidorbitaalideks, mis on võimelised siduma elektrone keemiliste sidemete moodustamiseks. Sp hübridisatsioon selgitab selliste ühendite nagu alküünide keemilisi sidemeid. Selles mudelis segunevad 2s ja 2p süsinikuaatomi orbitaalid, moodustades kaks sp-orbitaali. Atsetüleen C2H2 koosneb kahe süsinikuaatomi sp-sp põimumisest σ-sideme ja kahe täiendava π-sideme moodustumisega.
Süsiniku aatomiorbitaalid küllastunud süsivesinikes onidentsed hübriidsed sp3-orbitaalid, mis on kujundatud nagu hantlid, mille üks osa on teisest palju suurem.
Sp2-hübridisatsioon sarnaneb eelmistele ja tekib ühe s ja kahe p-orbitaali segamisel. Näiteks etüleeni molekulis moodustub kolm sp2- ja üks p-orbitaal.
Aatomiorbitaalid: täitmispõhimõte
Kujutades ette üleminekuid ühelt aatomilt teisele keemiliste elementide perioodilisustabelis, saab määrata järgmise aatomi elektroonilise struktuuri, asetades järgmisele saadaolevale orbiidile täiendava osakese.
Elektronid hõivavad enne kõrgemate energiatasemete täitmist tuumale lähemal asuvad madalamad. Kui on valida, täidavad nad orbitaalid individuaalselt.
Seda täitmise järjekorda tuntakse Hundi reeglina. See kehtib ainult siis, kui aatomiorbitaalidel on võrdne energia, ja see aitab ka minimeerida elektronide vahelist tõrjumist, muutes aatomi stabiilsemaks.
Pange tähele, et s-orbitaalil on alati veidi vähem energiat kui p-orbitaalil samal energiatasemel, seega esimene täitub alati enne teist.
Tõesti imelik on 3D-orbitaalide asukoht. Need on kõrgemal tasemel kui 4s ja seega täituvad kõigepe alt 4s orbitaalid, seejärel kõik 3d ja 4p orbitaalid.
Sama segadus esineb ka kõrgematel tasanditel, mille vahel on rohkem kudumeid. Seetõttu näiteks 4f aatomiorbitaalid ei täideta enne, kui kõik kohad on6s.
Elektrooniliste struktuuride kirjeldamise mõistmisel on kesksel kohal täitmisjärjekorra tundmine.
