Orbital atomic

Reprezentarea orbitalilor atomici s, p, d.

Un orbital atomic este o funcție de undă $\Psi$ ${\ displaystyle \ Psi}$ $\ Psi$ care descrie comportamentul unui electron într-un atom . ^[1] În chimie se distinge, în general, între orbitalul atomic și orbitalul molecular ; în fizică, pe de altă parte, conceptul de orbital este utilizat pentru a descrie orice set de stări proprii ale 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 legat de densitatea probabilității de a găsi electronul în orice zonă a spațiului 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 orbitei atomice pornind de la funcțiile de undă, care descriu comportamentul electronului în sens probabilistic, este necesară deoarece, conform principiului incertitudinii Heisenberg , nu este posibil să se cunoască simultan, cu precizie infinită, poziție și impuls. particule precum electronul . ^[2]

Descriere

Baza mecanică cuantică

În mecanica cuantică și chimia cuantică este necesar să se generalizeze conceptul clasic de orbită pentru a-l face compatibil cu principiul incertitudinii Heisenberg . De fapt, mecanica cuantică prezice că nu este posibil să se asocieze o poziție și un impuls bine definite în același timp cu o particulă . 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 sens să studiem traiectoria urmată de un corp, dar sunt studiate propriile sale stări . Formal un orbital este definit ca proiecția a funcției de undă bazată pe poziția.

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

Emisia unei radiații în timpul rotației electronilor din jurul nucleului a dus la consecința teoretică că electronul ar trebui să piardă treptat energie până când s-a prăbușit pe nucleu cu o mișcare spirală , fenomen care nu este de fapt 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 dualitatea undă-particulă : două unde în fază se adună, în timp ce două unde în opoziție de fază se anulează.

Mișcările electronilor de-a lungul orbitelor defazate, creste de undă împotriva burții, ar fi distruse de fenomenul de interferență . Prin urmare, numai mișcările de lungime de undă pot avea loc în fază, care definesc orbitalele și, pentru a fi în fază, 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 din jurul nucleului atomic în care probabilitatea de a găsi un electron este maximă ( densitatea maximă de probabilitate ) și este delimitată de o suprafață pe care modulul amplitudinii a funcției de undă este constantă (de obicei normalizată la una ). Cu alte cuvinte, o regiune a spațiului în jurul unui nucleu atomic în care probabilitatea de a găsi un electron este cea 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 cel mai bine reprezentat de un nor a cărui intensitate a culorii este proporțională cu densitatea probabilității de a găsi electronul în acel punct și cu forme care includ 95% din probabilitatea electronică. ^[2] Acesta din urmă, în orice punct al spațiului din jurul nucleului, este egal cu pătratul modulului funcției de undă a electronului 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 ), $d$ ${\ displaystyle d}$ $d$ ( răspândit ), $f$ ${\ displaystyle f}$ $f$ ( fundamental ). ^[2] În cele entuziasmate puteți găsi alți orbitali care se desfășoară în ordine alfabetică $f$ ${\ displaystyle f}$ $f$ $(g,h,\ldots )$ ${\ displaystyle (g, h, \ ldots)}$ ${\ displaystyle (g, h, \ ldots)}$ .

Având în vedere câmpul Coulomb al simetriei sferice , înmulțind pătratul funcției de undă $\Psi ^{2}$ ${\ displaystyle \ Psi ^ {2}}$ ${\ displaystyle \ Psi ^ {2}}$ pentru volumul elementar dτ, egal în acest caz cu $4\pi r^{2}dr$ ${\ displaystyle 4 \ pi r ^ {2} dr}$ ${\ displaystyle 4 \ pi r ^ {2} dr}$ , 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 $P.$ ${\ displaystyle P}$ $P.$ se numește „ funcția de distribuție radială ”.

Numărul și întinderea orbitalilor atomici pot fi deduse din soluția ecuației Schrödinger pentru un electron limitat în puțul potențialului electric generat de nucleu și este legat de numerele cuantice care identifică nivelul de energie în care este electronul în sine. situat.

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

Numărul cuantic principal $n$ ${\ displaystyle n}$ $n$ , care poate lua valori întregi nu mai puțin de $1$ ${\ displaystyle 1}$ $1$ , ^[4] definește nivelul de energie ( valoarea proprie a ecuației Schrödinger ), extensia orbitalului și numărul total de noduri, considerând ca nod și o suprafață sferică la o distanță infinită de nucleu;
Numărul cuantic azimut (sau numărul cuantic unghiular) $L$ ${\ displaystyle l}$ $L$ , care poate presupune valori întregi pozitive între și $n-1$ ${\ displaystyle n-1}$ $n-1$ , ^[4] de care este legat numărul de noduri non-sferice și, indirect, simetria orbitalului. 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] de care sunt legate tipul de nod - plan sau conic - orientarea sa în spațiu și multiplicitatea orbitalilor. 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 rotire $m_{s}$ ${\ displaystyle m_ {s}}$ ${\ displaystyle m_ {s}}$ , 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.

Conform principiului excluderii Pauli , fiecare orbital poate conține cel mult doi electroni, deoarece sunt fermioni . ^[5] Conform așa-numitului principiu Aufbau , orbitalele sunt umplute începând de la cele cu energie minimă (stare de bază) și umplând treptat cele cu energie mai mare; ^[2] dacă există orbitali „degenerați” (adică mai multe stări proprii pentru o singură valoare proprie, cum ar fi cei trei orbitali $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ ), se aplică așa-numita regulă a lui Hund , conform căreia electronii se distribuie preferențial astfel încât să ocupe cel mai mare număr dintre ei. ^[2]

Aranjamentul electronilor în orbitalele atomice constituie configurația electronică a unui atom, de care depind reactivitatea, valența și geometria moleculelor pe care le compune.

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

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 legătură simplă cu alți 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 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 leagă trei atomi de el însuși prin orbitalii săi $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ , atunci amoniacul ar trebui să aibă legături cu $90^{\circ }$ ${\ displaystyle 90 ^ {\ circ}}$ ${\ displaystyle 90 ^ {\ circ}}$ departe unul de celălalt. Știm, din datele experimentale, că nu este cazul; unghiul format din două legături $N-H$ ${\ displaystyle NH}$ ${\ displaystyle N-H}$ este despre $107^{\circ }$ ${\ displaystyle 107 ^ {\ circ}}$ ${\ displaystyle 107 ^ {\ circ}}$ .

Carbonul 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 $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ ; totuși singurul compus de carbon în care aceste schimburi de două legături este monoxidul de carbon , $C=O$ ${\ displaystyle C = O}$ ${\ displaystyle C = O}$ : în toți ceilalți compuși ai săi, carbonul formează patru legături cu atomii vecini.

Orbitali atomici hibrizi

Același subiect în detaliu: Hibridizare .

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 o bază completă pentru descrierea tuturor stărilor sistemului. Cu toate acestea, atunci când există doi sau mai mulți electroni care interacționează între ei, acești orbitali nu mai sunt stări proprii ale sistemului. În loc să se definească un nou set de orbitali, pentru fiecare număr posibil de electroni din jurul nucleului, este de obicei preferată descrierea tuturor sistemelor ca o combinație liniară a orbitalilor, ^[6] obținută pentru atomii de hidrogen.
În chimie, aceste combinații sunt denumite de obicei orbitali hibrizi 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 $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ originând acel punct 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 întind 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 duce la un grup de orbitali degenerați în care electronii se vor distribui 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 $sp^{3}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ , o configurație care explică cele patru legături formate de carbon în compușii săi și geometria tetraedrică a moleculelor în care apare (de exemplu în cazul alcanilor ).

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 alchinelor ):

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 azotului se modifică după cum urmează:

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 orbitali $sp^{3}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ 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-i comprimă pe ceilalți trei, distorsionând geometria regulată a tetraedrului.

Cei doi electroni alocați în orbitalul neimplicat în legătură pot fi, totuși, folosiți pentru a forma o legătură dativă , acest comportament stă la baza comportamentului de bază al amoniacului și aminelor .

Ultimul exemplu este oxigenul , a cărui configurație electronică se modifică după cum urmează:

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 orbitali $sp^{3}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ ${\ displaystyle sp ^ {3}}$ 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, tipice moleculei de apă - cei doi orbitali complecți care nu sunt angajați în legături tind să le comprimă pe celelalte două, distorsionând geometria regulată a tetraedrului într-o măsură chiar mai mare decât 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. $d^{2}sp^{3}$ ${\ displaystyle d ^ {2} sp ^ {3}}$ ${\ displaystyle d ^ {2} sp ^ {3}}$ ), tipic compușilor de coordonare .

Notă

^ (EN) Peter Atkins, Chimie fizică, ediția a 6-a, Oxford, Oxford University Press, 1999, ISBN 0-19-850101-3 .
^ ^a ^b ^c ^d ^e ( EN ) chemguide, "Orbitalii atomici"
^ Rolla , p. 26 .
^ ^a ^b ^c Silvestroni , p. 2 .
^ Silvestroni , p. 11 .
^(RO) IUPAC Gold Book, „hibridizare”
^ (EN) Peter Atkins, 14 ani, în Chimie fizică, ediția a IV-a, 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

Wikționarul conține dicționarul lema « orbital atomic »
Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere pe orbital atomic

linkuri externe

( EN ) Orbital atomic , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.
Orbital atomic , în Enciclopedia științei și tehnologiei , Institutul Enciclopediei Italiene, 2007-2008.
( RO ) IUPAC Gold Book, „atomic orbital, ψ, φ, χ” , pe goldbook.iupac.org .
Animația evoluției temporale a unui orbital hidrogen , pe strangepaths.com .
Aplicație interactivă pentru vizualizarea orbitalelor atomice , pe falstad.com .

Controlul autorității	Tezaur BNCF 21103 · LCCN (EN) sh85009319 · GND (DE) 4143331-2

Portalul chimiei

Portal cuantic

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

[chemg-2] ( EN ) chemguide, "Orbitalii atomici"

[3] Rolla , p. 26 .

[Silvestroni17-4] Silvestroni , p. 2 .

[5] Silvestroni , p. 11 .

[6] (RO) IUPAC Gold Book, „hibridizare”

[7] (EN) Peter Atkins, 14 ani, în Chimie fizică, ediția a IV-a, Oxford, Oxford University Press, 1990, p. 474, ISBN 0-19-855284-X .

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]