Orbital atomic

Reprezentarea orbitalilor atomici s, p, d.

Un orbital atomic este funcția de undă $\Psi$ ${\ displaystyle \ Psi}$ $\ Psi$ care descrie comportamentul unui electron într - un atom . ^[1] În chimic se distinge, în general, între orbital atomic și molecular orbital ; în fizica în loc conceptul de orbital este utilizat pentru a descrie orice set de eigenstates unui sistem.

Funcția de undă $\Psi$ ${\ displaystyle \ Psi}$ $\ Psi$ în sine nu are o semnificație fizică deosebită, în timp ce pătratul său $\Psi ^{2}$ ${\ displaystyle \ Psi ^ {2}}$ ${\ displaystyle \ Psi ^ {2}}$ Este legată de densitatea de probabilitate de a găsi un electron în orice zonă de spațiu din jurul nucleului atomului. În special, „forma” orbitalilor atomici corespunde suprafeței spațiului din jurul nucleului unde electronul poate fi găsit cu probabilitate mare.

Această definiție a pornire orbitale atomice de funcții de undă, care descriu comportamentul electronilor într - un sens probabilistic, este necesară , deoarece în conformitate cu principiul incertitudinii al lui Heisenberg nu este posibil să se cunoască simultan, cu o precizie infinită, poziție și impuls. Unui infinitezimal particule , cum ar fi electroni . ^[2]

Descriere

Baza mecanică cuantică

În mecanica cuantică și chimia cuantică , este necesar de a generaliza conceptul clasic de orbită pentru a face compatibilă cu principiul incertitudinii al lui Heisenberg . De fapt, mecanicii cuantice afirmă că nu este posibil să se asocieze simultan cu o particulă o poziție și un impuls bine definit. Conceptul de orbită a electronului este înlocuit cu cel al unui orbital, adică partea spațiului în care probabilitatea de a găsi o particulă este mare. În acest context , nu are nici un sens pentru a studia traiectoria unui corp , dar dacă studia eigenstates . Formal un orbital este definit ca proiecția a funcției de undă pe baza poziției.

Această nomenclatură a fost introdusă după modelul atomic propus de Niels Bohr și " experimentul Rutherford .

Emisia unei radiații în timpul rotației electronilor în jurul nucleului conduc la rezultatul teoretic pentru care electronul care ar trebui să energie pierd treptat până la colaps pe miez , cu o mișcare în spirală , un fenomen care de fapt nu este observat experimental. Inițial, a fost postulată existența unui infinit discret, a unui număr finit de orbite posibile, fără a exista un model fizic capabil să justifice această presupunere. Bohr a dat o explicație bazată pe dualitate undă-particulă : două valuri sunt adăugate în fază, în timp ce două valuri în faza de opoziție sunt anulate.

Mișcările de electroni de-a lungul orbite din faza, creasta val împotriva burta, acestea vor fi distruse de fenomenul dell“ interferențe . Din acest motiv, mișcări pot avea loc doar la o lungime de undă în faza, care definesc orbital, și, pentru a fi în faza, acestea sunt multipli întregi ai unei valori de bază, constanta lui Planck .

Orbitalii atomici

De obicei, în chimie, pentru a facilita vizualizarea, un orbital atomic este aproximat cu acea regiune a spațiului în jurul nucleului atomic în care probabilitatea de a găsi un electron este maxim (maxim de densitate de probabilitate ) și este delimitată de o suprafață pe care modulul de „amplitudine a funcției de undă este constantă ( în general , normalizat la unul ). Cu alte cuvinte, o regiune a spațiului din jurul unui nucleu atomic în care probabilitatea de a găsi un electron este mai mare (de obicei peste o limită convențională stabilită de 95%) este utilizată pentru a grafica un orbital atomic al acelui electron.
Vizual, acest orbital poate fi mai bine reprezentată de un nor a cărui intensitate a culorii este proporțională cu densitatea de probabilitate de a găsi un electron în acel moment și cu astfel de forme prin care cuprinde 95% din probabilitatea electronică. ^[2] Acesta din urmă, în orice punct în spațiu în jurul nucleului, este egală cu pătratul modulului funcției de undă a electronilor în același punct.

Forma unui orbital

s

{\ displaystyle s}

s

(orbital sferic) și unul dintre cei trei orbitali

p

{\ displaystyle p}

p

(orbitale duble pentru butoniere). În centrul axelor se află miezul. Axa

z

{\ displaystyle z}

z

este perpendicular pe planul de citire. ^[3]

Există 4 tipuri de orbitali în atomi neexcitați: $s$ ${\ displaystyle s}$ $s$ (Ascuțit) $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ (Principal), $d$ ${\ displaystyle d}$ $d$ (Difuz), $f$ ${\ displaystyle f}$ $f$ (Fundamental). ^[2] În cele excitat puteți găsi alte orbital care procedează în ordine alfabetică $f$ ${\ displaystyle f}$ $f$ $(g,h,\ldots )$ ${\ displaystyle (g, h, \ ldots)}$ ${\ displaystyle (g, h, \ ldots)}$ .

Având în câmpul Coulomb de simetrie sferică , prin înmulțirea pătratului de undă $\Psi ^{2}$ ${\ displaystyle \ Psi ^ {2}}$ ${\ displaystyle \ Psi ^ {2}}$ pentru volumul dτ elementar, egal în acest caz , pentru a $4\pi r^{2}dr$ ${\ displaystyle 4 \ pi r ^ {2} dr}$ ${\ displaystyle 4 \ pi r ^ {2} dr}$ , este posibil să se calculeze probabilitatea ca un electron să fie într-un spațiu sferic definit de grosime $d r$ ${\ displaystyle dr}$ $dr$ a sferei de rază $r$ ${\ displaystyle r}$ $r$ . Mai exact, folosind formularul $P. d r$ ${\ displaystyle Pdr}$ ${\ displaystyle Pdr}$ , se pare $P=4\pi r^{2}\Psi ^{2}$ ${\ displaystyle P = 4 \ pi r ^ {2} \ Psi ^ {2}}$ ${\ displaystyle P = 4 \ pi r ^ {2} \ Psi ^ {2}}$ iar această valoare a $P.$ ${\ displaystyle P}$ $P.$ Acesta se numește „ funcția de distribuție radială “.

Numărul și extensia orbitalilor atomici sunt deductibile din soluția „ ecuației Schrödinger pentru un electron limitat în orificiul potențialului electric generat de miez și este legat de numerele cuantice care identifică nivelul de energie în care se află electronul însuși .

Un orbital poate avea „noduri“ definite ca zone în care valoarea funcției de undă se schimbă semnul. Aceasta corespunde unei valori a funcției de distribuție radială și, în consecință, a probabilității de a găsi un electron, zero. Ele pot fi de două tipuri: nod radial (probabilitatea este zero , la o anumită rază de origine) sau nod unghiular (probabilitatea este zero , la un anumit unghi de origine).

Numărul cuantic principal $n$ ${\ displaystyle n}$ $n$ , Care își poate asuma valori întregi nu mai puțin $1$ ${\ displaystyle 1}$ $1$ , ^[4] definește „nivelul dell energiei ( eigenvalue a“ ecuației Schrödinger ), extensia orbitală și numărului total de noduri, în timp ce nodul de asemenea , ca o suprafață sferică , la o distanță infinită de nucleu;
Numărul cuantic azimutal (sau numărul cuantic unghiular) $L$ ${\ displaystyle l}$ $L$ , care poate presupune valori întregi pozitive între și $n-1$ ${\ displaystyle n-1}$ $n-1$ , ^[4] , care este legat de numărul de noduri non-sferice și, indirect, simetria orbital. Formula care se referă la numărul cuantic $L$ ${\ displaystyle l}$ $L$ Și $0\leq l\leq n-1$ ${\ displaystyle 0 \ leq l \ leq n-1}$ ${\ displaystyle 0 \ leq l \ leq n-1}$ ;
Numărul cuantic magnetic $m_{l}$ ${\ displaystyle m_ {l}}$ $m_ {l}$ , care poate lua valori între între $+l$ ${\ displaystyle + l}$ ${\ displaystyle + l}$ Și $-l$ ${\ displaystyle -l}$ ${\ displaystyle -l}$ , ^[4] ele sunt legate de tipul de nod - plane sau conice - orientarea în spațiu și multiplicitatea orbitalii. Formula care se referă la numărul cuantic $m_{l}$ ${\ displaystyle m_ {l}}$ $m_ {l}$ Și $-l\leq m_{l}\leq +l$ ${\ displaystyle -l \ leq m_ {l} \ leq + l}$ ${\ displaystyle -l \ leq m_ {l} \ leq + l}$ .
Numărul cuantic de spin $m_{s}$ ${\ displaystyle m_ {s}}$ ${\ displaystyle m_ {s}}$ , care poate lua două valori: $m_{s}=\pm 1/2$ ${\ displaystyle m_ {s} = \ pm 1/2}$ ${\ displaystyle m_ {s} = \ pm 1/2}$ , reprezintă cele două orientări posibile într-un câmp magnetic al momentului magnetic asociat cu rotația (rotirea) electronului pe axa sa.

Numărul total de noduri dintr-un orbital este dat de $n-1$ ${\ displaystyle n-1}$ $n-1$ . Din acestea, $L$ ${\ displaystyle l}$ $L$ sunt noduri unghiulare (și, prin urmare, numărul lor depinde exclusiv de tipul de orbital; de exemplu, orbitali $d$ ${\ displaystyle d}$ $d$ intotdeauna am $2$ ${\ displaystyle 2}$ $2$ noduri unghiulare) și deci $n-l-1$ ${\ displaystyle nl-1}$ ${\ displaystyle n-l-1}$ sunt nodurile radiale.

În conformitate cu principiul excluderii Pauli , fiecare orbital poate conține maximum doi electroni, deoarece acestea sunt fermioni . ^[5] Conform așa-numitul principiu Aufbau , orbitalii sunt umplute pornind de la cele cu o energie minimă (starea solului) și de umplere, treptat, cei cu o energie mai mare; ^[2] în cazul în care există oricare dintre orbitalii „degenerate“ (adică mai multe eigenstates pentru un eigenvalue unic, cum ar fi trei orbital $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ ), Se aplică așa-numita regula lui Hund , conform căruia electronii sunt distribuite preferential , astfel încât să ocupe cel mai mare număr. ^[2]

Dispunerea electronilor în orbitalii atomici constituie configurația electronică a unui atom, care depind de reactivitatea, valență și geometria acestor molecule , care merge pentru a face.

	$s$ ${\ displaystyle s}$ $s$ $(l=0)$ ${\ displaystyle (l = 0)}$ ${\ displaystyle (l = 0)}$	$p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ $(l=1)$ ${\ displaystyle (l = 1)}$ ${\ displaystyle (l = 1)}$			$d$ ${\ displaystyle d}$ $d$ $(l=2)$ ${\ displaystyle (l = 2)}$ ${\ displaystyle (l = 2)}$					$f$ ${\ displaystyle f}$ $f$ $(l=3)$ ${\ displaystyle (l = 3)}$ ${\ displaystyle (l = 3)}$
	$m_{l}=0$ ${\ displaystyle m_ {l} = 0}$ ${\ displaystyle m_ {l} = 0}$	$m_{l}=0$ ${\ displaystyle m_ {l} = 0}$ ${\ displaystyle m_ {l} = 0}$	$m_{l}=-1$ ${\ displaystyle m_ {l} = - 1}$ ${\ displaystyle m_ {l} = - 1}$	$m_{l}=+1$ ${\ displaystyle m_ {l} = + 1}$ ${\ displaystyle m_ {l} = + 1}$	$m_{l}=0$ ${\ displaystyle m_ {l} = 0}$ ${\ displaystyle m_ {l} = 0}$	$m_{l}=-1$ ${\ displaystyle m_ {l} = - 1}$ ${\ displaystyle m_ {l} = - 1}$	$m_{l}=+1$ ${\ displaystyle m_ {l} = + 1}$ ${\ displaystyle m_ {l} = + 1}$	$m_{l}=-2$ ${\ displaystyle m_ {l} = - 2}$ ${\ displaystyle m_ {l} = - 2}$	$m_{l}=+2$ ${\ displaystyle m_ {l} = + 2}$ ${\ displaystyle m_ {l} = + 2}$	$m_{l}=0$ ${\ displaystyle m_ {l} = 0}$ ${\ displaystyle m_ {l} = 0}$	$m_{l}=-1$ ${\ displaystyle m_ {l} = - 1}$ ${\ displaystyle m_ {l} = - 1}$	$m_{l}=+1$ ${\ displaystyle m_ {l} = + 1}$ ${\ displaystyle m_ {l} = + 1}$	$m_{l}=-2$ ${\ displaystyle m_ {l} = - 2}$ ${\ displaystyle m_ {l} = - 2}$	$m_{l}=+2$ ${\ displaystyle m_ {l} = + 2}$ ${\ displaystyle m_ {l} = + 2}$	$m_{l}=-3$ ${\ displaystyle m_ {l} = - 3}$ ${\ displaystyle m_ {l} = - 3}$	$m_{l}=+3$ ${\ displaystyle m_ {l} = + 3}$ ${\ displaystyle m_ {l} = + 3}$
	$s$ ${\ displaystyle s}$ $s$	$p_{z}$ ${\ displaystyle p_ {z}}$ ${\ displaystyle p_ {z}}$	$p_{x}$ ${\ displaystyle p_ {x}}$ $p_ {x}$	$p_{y}$ ${\ displaystyle p_ {y}}$ $p_ {y}$	$d_{z^{2}}$ ${\ displaystyle d_ {z ^ {2}}}$ ${\ displaystyle d_ {z ^ {2}}}$	$d_{xz}$ ${\ displaystyle d_ {xz}}$ ${\ displaystyle d_ {xz}}$	$d_{yz}$ ${\ displaystyle d_ {yz}}$ ${\ displaystyle d_ {yz}}$	$d_{xy}$ ${\ displaystyle d_ {xy}}$ ${\ displaystyle d_ {xy}}$	$d_{x^{2}-y^{2}}$ ${\ displaystyle d_ {x ^ {2} -y ^ {2}}}$ ${\ displaystyle d_ {x ^ {2} -y ^ {2}}}$	$f_{z^{3}}$ ${\ displaystyle f_ {z ^ {3}}}$ ${\ displaystyle f_ {z ^ {3}}}$	$f_{xz^{2}}$ ${\ displaystyle f_ {xz ^ {2}}}$ ${\ displaystyle f_ {xz ^ {2}}}$	$f_{yz^{2}}$ ${\ displaystyle f_ {yz ^ {2}}}$ ${\ displaystyle f_ {yz ^ {2}}}$	$f_{xyz}$ ${\ displaystyle f_ {xyz}}$ ${\ displaystyle f_ {xyz}}$	$f_{z(x^{2}-y^{2})}$ ${\ displaystyle f_ {z (x ^ {2} -y ^ {2})}}$ ${\ displaystyle f_ {z (x ^ {2} -y ^ {2})}}$	$f_{x(x^{2}-3y^{2})}$ ${\ displaystyle f_ {x (x ^ {2} -3y ^ {2})}}$ ${\ displaystyle f_ {x (x ^ {2} -3y ^ {2})}}$	$f_{y(3x^{2}-y^{2})}$ ${\ displaystyle f_ {y (3x ^ {2} -y ^ {2})}}$ ${\ displaystyle f_ {y (3x ^ {2} -y ^ {2})}}$
$n=1$ ${\ displaystyle n = 1}$ $n = 1$
$n=2$ ${\ displaystyle n = 2}$ $n = 2$
$n=3$ ${\ displaystyle n = 3}$ $n = 3$
$n=4$ ${\ displaystyle n = 4}$ $n = 4$
$n=5$ ${\ displaystyle n = 5}$ $n = 5$										-	-	-	-	-	-	-
$n=6$ ${\ displaystyle n = 6}$ $n = 6$					-	-	-	-	-	-	-	-	-	-	-	-
$n=7$ ${\ displaystyle n = 7}$ $n = 7$		-	-	-	-	-	-	-	-	-	-	-	-	-	-	-

Exemple

hidrogen : $1$ ${\ displaystyle 1}$ $1$ electron în orbital $1s$ ${\ displaystyle 1s}$ ${\ displaystyle 1s}$ : $\mathbf {1s^{1}}$ ${\ displaystyle \ mathbf {1s ^ {1}}}$ ${\ displaystyle \ mathbf {1s ^ {1}}}$

cu un electron nepereche , este capabil să formeze o singură legătură cu ceilalți atomi

1s
↑

heliu : $2$ ${\ displaystyle 2}$ $2$ electroni în orbital $1s$ ${\ displaystyle 1s}$ ${\ displaystyle 1s}$ : $\mathbf {1s^{2}}$ ${\ displaystyle \ mathbf {1s ^ {2}}}$ ${\ displaystyle \ mathbf {1s ^ {2}}}$

nu are electroni nepereche, este incapabil să formeze legături cu alți atomi;

1s
↑ ↓

azot : $2$ ${\ displaystyle 2}$ $2$ electroni în orbital $1s$ ${\ displaystyle 1s}$ ${\ displaystyle 1s}$ , $2$ ${\ displaystyle 2}$ $2$ În $2s$ ${\ displaystyle 2s}$ ${\ displaystyle 2s}$ , $3$ ${\ displaystyle 3}$ $3$ În $2p$ ${\ displaystyle 2p}$ $2p$ : $\mathbf {1s^{2}\;2s^{2}\;2p^{3}}$ ${\ displaystyle \ mathbf {1s ^ {2} \; 2s ^ {2} \; 2p ^ {3}}}$ ${\ displaystyle \ mathbf {1s ^ {2} \; 2s ^ {2} \; 2p ^ {3}}}$

cu trei electroni nepereche - unul în fiecare orbital

2p

{\ displaystyle 2p}

2p

- este capabil să formeze trei legături ( amoniac :

NH_{3}

{\ displaystyle NH_ {3}}

{\ displaystyle NH_ {3}}

)

1s
↑ ↓
2s
↑ ↓
2p
↑ ↑ ↑

oxigen : $2$ ${\ displaystyle 2}$ $2$ electroni în orbital $1s$ ${\ displaystyle 1s}$ ${\ displaystyle 1s}$ , $2$ ${\ displaystyle 2}$ $2$ În $2s$ ${\ displaystyle 2s}$ ${\ displaystyle 2s}$ , $4$ ${\ displaystyle 4}$ $4$ În $2p$ ${\ displaystyle 2p}$ $2p$ : $\mathbf {1s^{2}2s^{2}2p^{4}}$ ${\ displaystyle \ mathbf {1s ^ {2} 2s ^ {2} 2p ^ {4}}}$ ${\ displaystyle \ mathbf {1s ^ {2} 2s ^ {2} 2p ^ {4}}}$

cu doi electroni nepereche - un orbital

2p

{\ displaystyle 2p}

2p

alocă două, celelalte două unul fiecare - este capabil să formeze două legături ( apă :

H_{2}O

{\ displaystyle H_ {2} O}

{\ displaystyle H_ {2} O}

).

1s
↑ ↓
2s
↑ ↓
2p
↑ ↓ ↑ ↑

Modelul, totuși, construit atât de simplu, nu este perfect compatibil cu datele experimentale. Dacă, de exemplu, " azotul din aliaj trei atomi de la sine prin orbitali sale $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ Apoi, " amoniacul ar trebui să aibă legături sale $90^{\circ }$ ${\ displaystyle 90 ^ {\ circ}}$ ${\ displaystyle 90 ^ {\ circ}}$ departe unul de celălalt. Știm, din datele experimentale, că nu este cazul; l ' unghiul format de două legături $N-H$ ${\ displaystyle NH}$ ${\ displaystyle N-H}$ este despre $107^{\circ }$ ${\ displaystyle 107 ^ {\ circ}}$ ${\ displaystyle 107 ^ {\ circ}}$ .

Carbon are următoarea configurație de electroni: $1s^{2}2s^{2}2p^{2}$ ${\ displaystyle 1s ^ {2} 2s ^ {2} 2p ^ {2}}$ ${\ displaystyle 1s ^ {2} 2s ^ {2} 2p ^ {2}}$ - doi electroni nepereche în orbitali $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ ; Cu toate acestea, compusul carbon numai în care aceste schimburi două legături este l ' monoxidul de carbon , $C=O$ ${\ displaystyle C = O}$ ${\ displaystyle C = O}$ : In toate celelalte forme de compuși de carbon cu atomi vecine patru legături.

Orbitali atomici hibrizi

Același subiect în detaliu: hibridizarea .

Orbitalele atomice convenționale sunt obținute prin rezolvarea ecuației Schrödinger pentru sisteme asemănătoare cu hidrogenul (adică un nucleu încărcat pozitiv în jurul căruia orbitează un singur electron). Acestea formează un bază completă pentru a descrie toate stările sistemului. Cu toate acestea, atunci când există două sau mai multe electroni care interacționează unele cu altele, aceste orbitali nu mai sunt eigenstates ale sistemului. Mai degrabă decât să definească un nou set de orbitali, pentru fiecare număr posibil de electroni în jurul nucleului, este de preferat, de obicei, descrie toate sistemele ca o combinație liniară de orbitali, ^[6] obținut pentru atomii hydrogenic.
În chimie, aceste combinații sunt Orbitali apeluri , de obicei , hibride și avem următoarele cazuri:

$s+p$ ${\ displaystyle s + p}$ ${\ displaystyle s + p}$ → doi orbitali hibrizi $s p$ ${\ displaystyle sp}$ ${\ displaystyle sp}$ aliniate de-a lungul axei orbitalului $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ originare în direcții opuse, deci la un unghi de $180^{\circ }$ ${\ displaystyle 180 ^ {\ circ}}$ ${\ displaystyle 180 ^ {\ circ}}$ Între ele;
$s+2p$ ${\ displaystyle s + 2p}$ ${\ displaystyle s + 2p}$ → trei orbitali hibrizi $sp^{2}$ ${\ displaystyle sp ^ {2}}$ ${\ displaystyle sp ^ {2}}$ care se află pe planul format de cei doi orbitali $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ punctul de pornire și punctul către cele trei vârfuri ale unui triunghi echilateral, deci cu un unghi de $120^{\circ }$ ${\ displaystyle 120 ^ {\ circ}}$ ${\ displaystyle 120 ^ {\ circ}}$ Între ele;
$s+3p$ ${\ displaystyle s + 3p}$ ${\ displaystyle s + 3p}$ → patru orbitali hibrizi $sp^{3}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ care indică cele patru vârfuri ale unui tetraedru, deci cu un unghi de $(109.47)^{\circ }$ ${\ displaystyle (109.47) ^ {\ circ}}$ ${\ displaystyle (109.47) ^ {\ circ}}$ Între ele. ^[7]

Forma orbitalilor

sp^{2}

{\ displaystyle sp ^ {2}}

{\ displaystyle sp ^ {2}}

carbon.

Forma orbitalilor

sp^{3}>

{\ displaystyle sp ^ {3}>}

{\ displaystyle sp ^ {3}>}

carbon.

Hibridizarea conduce la un grup de orbitali degenerate în care electronii urmează să fie distribuite, ocupând cât mai mult posibil; Să luăm exemplul carbonului , a cărui configurație electronică stabilă este:

1s^{2}\;2s^{2}\;2p^{2}

{\ displaystyle 1s ^ {2} \; 2s ^ {2} \; 2p ^ {2}}

{\ displaystyle 1s ^ {2} \; 2s ^ {2} \; 2p ^ {2}}

C\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{x}}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{y}}}\;{\frac {\,\,}{2p_{z}}}

{\ displaystyle C \ quad {\ frac {\ uparrow \ downarrow} {1s}} \; {\ frac {\ uparrow \ downarrow} {2s}} \; {\ frac {\ uparrow \,} {2p_ {x} }} \; {\ frac {\ uparrow \,} {2p_ {y}}} \; {\ frac {\, \,} {2p_ {z}}}}

{\ displaystyle C \ quad {\ frac {\ uparrow \ downarrow} {1s}} \; {\ frac {\ uparrow \ downarrow} {2s}} \; {\ frac {\ uparrow \,} {2p_ {x} }} \; {\ frac {\ uparrow \,} {2p_ {y}}} \; {\ frac {\, \,} {2p_ {z}}}}

Și devine, în hibridizare $sp^{3}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ :

1s^{2}\;2(sp^{3})^{4}

{\ displaystyle 1s ^ {2} \; 2 (sp ^ {3}) ^ {4}}

{\ displaystyle 1s ^ {2} \; 2 (sp ^ {3}) ^ {4}}

C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}

{\ displaystyle C ^ {*} \ quad {\ frac {\ uparrow \ downarrow} {1s}} \; {\ frac {\ uparrow \,} {sp ^ {3}}} \; {\ frac {\ uparrow \,} {sp ^ {3}}} {\ frac {\ uparrow \,} {sp ^ {3}}} {\ frac {\ uparrow \,} {sp ^ {3}}}}

C ^ {{*}} \ quad {\ frac {\ uparrow \ downarrow} {1s}} \; {\ frac {\ uparrow \,} {sp ^ {3}}} \; {\ frac {\ uparrow \ ,} {sp ^ {3}}} {\ frac {\ uparrow \,} {sp ^ {3}}} {\ frac {\ uparrow \,} {sp ^ {3}}}

În această configurație hibridă, carbonul are patru electroni nepereche, fiecare într-un orbital $sp^{3}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ , Configurare care explică patru legături formate din carbon în compușii săi și geometria tetraedrice a moleculelor în care apare (de exemplu , în cazul alcani ).

În schimb, în hibridizare $sp^{2}$ ${\ displaystyle sp ^ {2}}$ ${\ displaystyle sp ^ {2}}$ , doar doi orbitali $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ sunt hibridizate (de exemplu , în cazul alchenelor ):

1s^{2}\;2(sp^{2})^{3}\;2p^{1}

{\ displaystyle 1s ^ {2} \; 2 (sp ^ {2}) ^ {3} \; 2p ^ {1}}

{\ displaystyle 1s ^ {2} \; 2 (sp ^ {2}) ^ {3} \; 2p ^ {1}}

C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{p}}

{\ displaystyle C ^ {*} \ quad {\ frac {\ uparrow \ downarrow} {1s}} \; {\ frac {\ uparrow \,} {sp ^ {2}}} \; {\ frac {\ uparrow \,} {sp ^ {2}}} {\ frac {\ uparrow \,} {sp ^ {2}}} {\ frac {\ uparrow \,} {p}}}

C ^ {{*}} \ quad {\ frac {\ uparrow \ downarrow} {1s}} \; {\ frac {\ uparrow \,} {sp ^ {2}}} \; {\ frac {\ uparrow \ ,} {sp ^ {2}}} {\ frac {\ uparrow \,} {sp ^ {2}}} {\ frac {\ uparrow \,} {p}}

În mod similar, în hibridizare $s p$ ${\ displaystyle sp}$ ${\ displaystyle sp}$ , doar un orbital $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ este hibridizat (de exemplu , în cazul alchine ):

1s^{2}\;2(sp)^{2}\;2p^{2}

{\ displaystyle 1s ^ {2} \; 2 (sp) ^ {2} \; 2p ^ {2}}

{\ displaystyle 1s ^ {2} \; 2 (sp) ^ {2} \; 2p ^ {2}}

C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}{\frac {\uparrow \,}{p}}{\frac {\uparrow \,}{p}}

{\ displaystyle C ^ {*} \ quad {\ frac {\ uparrow \ downarrow} {1s}} \; {\ frac {\ uparrow \,} {sp}} \; {\ frac {\ uparrow \,} { sp}} {\ frac {\ uparrow \,} {p}} {\ frac {\ uparrow \,} {p}}}

C ^ {{*}} \ quad {\ frac {\ uparrow \ downarrow} {1s}} \; {\ frac {\ uparrow \,} {sp}} \; {\ frac {\ uparrow \,} {sp }} {\ frac {\ uparrow \,} {p}} {\ frac {\ uparrow \,} {p}}

Similar cu hibridizarea $sp^{3}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ carbon, configurația electronică a " azot schimbare în felul următor:

1s^{2}\;2s^{2}\;2p^{3}\;\to 1s^{2}\;2(sp^{3})^{5}

{\ displaystyle 1s ^ {2} \; 2s ^ {2} \; 2p ^ {3} \; \ to 1s ^ {2} \; 2 (sp ^ {3}) ^ {5}}

{\ displaystyle 1s ^ {2} \; 2s ^ {2} \; 2p ^ {3} \; \ to 1s ^ {2} \; 2 (sp ^ {3}) ^ {5}}

Alocați cinci electroni în patru orbitale $sp^{3}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ înseamnă să ai un orbital complet de doi electroni și trei orbitali care conțin un electron nepereche. Acest lucru explică nu numai cele trei legături pe care azotul le formează în compușii săi, ci și unghiul $107^{\circ }$ ${\ displaystyle 107 ^ {\ circ}}$ ${\ displaystyle 107 ^ {\ circ}}$ între două legături - orbitalul care găzduiește cei doi electroni tinde să le comprimă pe celelalte trei, distorsionând geometria regulată a tetraedrului.

Cei doi electroni orbitali alocate nu sunt implicate în legarea, cu toate acestea, pot fi folosite pentru a forma o legătură coordinativă , un astfel de comportament este baza comportamentului de bază dell ' amoniac și amine .

Ultimul exemplu este " oxigen , a cărui configurație electronică se modifică în felul următor:

1s^{2}\;2s^{2}\;2p^{4}\to 1s^{2}\;2(sp^{3})^{6}

{\ displaystyle 1s ^ {2} \; 2s ^ {2} \; 2p ^ {4} \ to 1s ^ {2} \; 2 (sp ^ {3}) ^ {6}}

{\ displaystyle 1s ^ {2} \; 2s ^ {2} \; 2p ^ {4} \ to 1s ^ {2} \; 2 (sp ^ {3}) ^ {6}}

Alocați șase electroni în patru orbitale $sp^{3}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ înseamnă să ai doi orbitali complet de câte doi electroni și doi orbitali care conțin un electron nepereche. Acest lucru explică cele două legături pe care oxigenul le formează în compușii săi, precum și unghiul $105^{\circ }$ ${\ displaystyle 105 ^ {\ circ}}$ ${\ displaystyle 105 ^ {\ circ}}$ între cele două legături, tipic moleculei d ' apa - cei doi nu sunt angajate în legături orbitale complete ele tind să comprime celelalte două, denaturând geometria regulat tetraedrului într - o măsură chiar mai mare decât cea observată în exemplul anterior.

Hibridizarea este un proces care necesită energie, având în vedere orbitalii $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ sunt la un nivel de energie ușor mai mare decât cel al orbitalilor corespunzători $s .$ ${\ displaystyle s.}$ ${\ displaystyle s.}$ Cu toate acestea, această energie este compensată pe larg de stabilitatea mai mare a legăturilor pe care atomul hibridizat le poate forma.

Hibridizări între orbitali $s$ ${\ displaystyle s}$ $s$ Și $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ nu sunt singurele care există. Elementele de tranziție pot forma hibrizi mai complecși (de ex. $d^{2}sp^{3}$ ${\ displaystyle d ^ {2} sp ^ {3}}$ ${\ displaystyle d ^ {2} sp ^ {3}}$ ), Tipică a compușilor de coordonare .

Notă

^ (EN) Peter Atkins, chimie fizică, 6 ed., Oxford, Oxford University Press, 1999, ISBN 0-19-850101-3 .
^ ^A ^b ^c ^d ^și(EN) chemguide, "Atomic Orbitalii"
^ Rolla , p. 26 .
^ ^a ^b ^c Silvestroni , p. 2 .
^ Silvestroni , p. 11 .
^(EN) IUPAC aur de carte, "hibridizare"
^ (RO) Peter Atkins, 14, în chimie fizică, 4th ed., Oxford, Oxford University Press, 1990, p. 474, ISBN 0-19-855284-X .

Bibliografie

Paolo Silvestroni, Fundamentals of chemistry , ed. A X-a, CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8 .
TW Graham Solomons, Organic Chemistry , ediția a II-a, Bologna, Zanichelli, 2001, pp. 25-27, ISBN 88-08-09414-6 .
Luigi Rolla, Chimie și mineralogie. Pentru licee , ediția a 29-a, Dante Alighieri, 1987.

Elemente conexe

Alte proiecte

Wikționar conține dicționarul intrare " orbital atomic "
Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere pe atomic orbital

linkuri externe

(EN) atomic orbital , din Enciclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.
Orbital atomic , în Enciclopedia de Știință și Tehnologie, Institutul Enciclopediei Italiene, 2007-2008.
(RO) IUPAC aur de carte, "atomic orbital, ψ, φ, χ" , pe goldbook.iupac.org.
Animatia evoluția în timp a unui orbital hydrogenic pe strangepaths.com.
Aplicație interactivă pentru vizualizarea orbitali atomice pe falstad.com.

Controlul autorității	Thesaurus BNCF 21103 · LCCN (RO) sh85009319 · GND (DE) 4143331-2

Portalul chimiei

Portal cuantic

[1] (EN) Peter Atkins, chimie fizică, 6 ed., Oxford, Oxford University Press, 1999, ISBN 0-19-850101-3 .

[chemg-2] A ^b ^c ^d ^și(EN) chemguide, "Atomic Orbitalii"

[3] Rolla , p. 26 .

[Silvestroni17-4] Silvestroni , p. 2 .

[5] Silvestroni , p. 11 .

[6] (EN) IUPAC aur de carte, "hibridizare"

[7] (RO) Peter Atkins, 14, în chimie fizică, 4th ed., Oxford, Oxford University Press, 1990, p. 474, ISBN 0-19-855284-X .

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]