Tabla de Contenidos
Gdy planeta porusza się wokół Słońca, można prześledzić jej dokładną ścieżkę, zwaną orbitą. Wysoce uproszczony widok atomu wygląda podobnie, z elektronami krążącymi wokół jądra. Jednak prawda jest inna. Elektrony faktycznie żyją w obszarach przestrzeni zwanych orbitalami. Orbitale i orbity to słowa, które są podobne, ale których koncepcje są bardzo różne i nie należy ich mylić.
modelu Bohra
W fizyce atomowej model Bohra opisuje atom jako małe, dodatnio naładowane jądro otoczone elektronami. Te elektrony poruszają się po kołowych orbitach wokół jądra; jest to struktura podobna do układu słonecznego, z wyjątkiem tego, że to siły elektrostatyczne , a nie grawitacja, wywierają przyciąganie.
Chociaż model atomu Bohra jest przydatny do wyjaśnienia reaktywności i wiązań chemicznych niektórych pierwiastków, nie odzwierciedla dokładnie rozkładu elektronów w przestrzeni wokół jądra. Dzieje się tak dlatego, że atomy nie krążą wokół jądra, tak jak Ziemia krąży wokół Słońca, ale zamiast tego znajdują się na orbitach elektronów. Te stosunkowo złożone kształty wynikają z faktu, że elektrony nie tylko zachowują się jak cząstki, ale także jak fale. Matematyczne równania mechaniki kwantowej, znane jako funkcje falowe, pozwalają z pewnym prawdopodobieństwem przewidzieć, gdzie w danym momencie może znajdować się elektron. Tak więc obszar, w którym najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się jego orbitą.
orbitale atomowe
Orbitale atomowe mają różne kształty, ale wszystkie są wyśrodkowane na jądrze atomowym. Najbardziej powszechnymi orbitalami w elementarnej chemii kwantowej są orbitale odpowiadające podpowłokom s, p i d. Jednak orbitale f znajdują się również w stanach podstawowych cięższych atomów. Kolejność, w jakiej elektrony wypełniają orbitale atomowe i kształt orbitali są kluczowymi czynnikami w zrozumieniu chemicznego zachowania atomów i ich reakcji.
pierwsza powłoka elektronowa
Orbital znajdujący się najbliżej jądra, zwany orbitalem 1s, może pomieścić do dwóch elektronów. Nazywa się to orbitalem 1s, ponieważ jest kulisty wokół jądra. Orbital 1s jest zawsze wypełniany przed jakimkolwiek innym orbitalem.
Na przykład wodór ma jeden elektron. Dlatego tylko jeden punkt orbitalu 1s jest zajęty. Ten punkt jest oznaczony jako 1s1, gdzie indeks górny 1 odnosi się do elektronu na orbicie 1s. Z drugiej strony hel ma dwa elektrony, więc może całkowicie wypełnić orbital 1s swoimi dwoma elektronami. Nazywa się to 1s2, odnosząc się do dwóch elektronów w helu na orbicie 1s.
W układzie okresowym wodór i hel są jedynymi dwoma pierwiastkami w pierwszym rzędzie (okresie), ponieważ jako jedyne mają elektrony tylko na swojej pierwszej powłoce, orbicie 1s.
druga powłoka elektronowa
Druga powłoka elektronowa może zawierać osiem elektronów. Ta powłoka zawiera kolejny sferyczny orbital s i trzy orbitale p w kształcie dzwonu, z których każdy może pomieścić dwa elektrony. Po zapełnieniu orbitalu 1s druga powłoka elektronowa jest wypełniona, wypełniając najpierw orbital 2s, a następnie trzy orbitale p. Wypełnienie orbitali p zajmuje jeden elektron; gdy każdy orbital p ma jeden elektron, można dodać drugi.
Jako przykład możemy użyć litu (Li), który zawiera trzy elektrony zajmujące pierwszą i drugą powłokę. Dwa elektrony wypełniają orbital 1s, a trzeci elektron wypełnia orbital 2s. Zatem konfiguracja elektronowa litu to 1s22s1.
Z kolei Neon (Ne) ma w sumie dziesięć elektronów: dwa znajdują się na najbardziej wewnętrznym orbicie 1s, a osiem wypełnia jego drugą powłokę (dwa na orbicie 2s i trzy na orbicie p). Jest więc gazem obojętnym i stabilnym energetycznie, dlatego rzadko tworzy wiązania chemiczne z innymi atomami.
trzecia powłoka elektronowa
Większe elementy mają dodatkowe orbitale, które tworzą trzecią powłokę elektronową. Substrandy d i f mają bardziej złożone kształty i zawierają odpowiednio pięć i siedem orbitali. Główna powłoka 3n ma s podpowłok, pyd może pomieścić 18 elektronów. Powłoka główna 4n ma orbitale s, p, d i f i może pomieścić 32 elektrony.
W miarę oddalania się od jądra rośnie liczba elektronów i orbitali obecnych na poziomach energetycznych. Przechodząc z jednego atomu do drugiego w układzie okresowym, strukturę elektronową można zbudować, umieszczając jeden dodatkowy elektron na następnym dostępnym orbicie.
Własności elektronów na orbitalach
Elektrony wykazują dualizm falowo-cząsteczkowy, co oznacza, że wykazują pewne właściwości cząstek i pewne właściwości fal. Wśród właściwości cząstek jest na przykład to, że elektron ma tylko ładunek elektryczny -1 i ruch elektronów na orbitach.
Co więcej, elektrony nie krążą wokół jądra tak, jak Ziemia krąży wokół Słońca. Orbita jest falą stojącą, z poziomami energii podobnymi do harmonicznych na wibrującej strunie. Niższy poziom energii elektronu jest jak podstawowa częstotliwość wibrującej struny, podczas gdy wyższe poziomy energii są jak harmoniczne. Wreszcie region, który może zawierać elektron, bardziej przypomina chmurę lub atmosferę, z wyjątkiem sytuacji, gdy prawdopodobieństwo rysuje kulę, co ma zastosowanie tylko wtedy, gdy atom ma tylko jeden elektron.
Źródła
- Barradas, F. (2016). Orbitale w nauczaniu chemii : analiza poprzez jej graficzną reprezentację .
- De Jesus, E. (2003). Orbitale i wiązania chemiczne .
