In de scheikunde en natuurkunde zijn atoomorbitalen een functie die een golffunctie wordt genoemd en die de eigenschappen beschrijft die kenmerkend zijn voor niet meer dan twee elektronen in de buurt van een atoomkern of een systeem van kernen, zoals in een molecuul. Een orbitaal wordt vaak afgebeeld als een driedimensionaal gebied waarbinnen 95 procent kans is om een elektron te vinden.
Orbitalen en banen
Als een planeet rond de zon beweegt, volgt hij een pad dat een baan wordt genoemd. Evenzo kan een atoom worden weergegeven als elektronen die in banen rond de kern cirkelen. In feite zijn de dingen anders en bevinden de elektronen zich in gebieden in de ruimte die bekend staan als atomaire orbitalen. De scheikunde is tevreden met een vereenvoudigd model van het atoom om de Schrödingergolfvergelijking te berekenen en dienovereenkomstig de mogelijke toestanden van het elektron te bepalen.
Orbitalen en orbitalen klinken hetzelfde, maar ze hebben totaal verschillende betekenissen. Het is uiterst belangrijk om het verschil tussen hen te begrijpen.
Onmogelijk om banen weer te geven
Om de baan van iets te plotten, moet je precies weten waar het object zich bevindtbevindt, en in staat zijn om vast te stellen waar het zal zijn in een moment. Dit is onmogelijk voor een elektron.
Volgens het onzekerheidsprincipe van Heisenberg is het onmogelijk om precies te weten waar een deeltje zich op dit moment bevindt en waar het later zal zijn. (In feite zegt het principe dat het onmogelijk is om gelijktijdig en met absolute nauwkeurigheid zijn momentum en momentum te bepalen).
Daarom is het onmogelijk om een baan van het elektron rond de kern te bouwen. Is dit een groot probleem? Nee. Als iets niet mogelijk is, moet het worden geaccepteerd en moeten er manieren worden gevonden om het te omzeilen.
Waterstofelektron – 1s-orbitaal
Stel dat er één waterstofatoom is en op een bepaald moment wordt de positie van één elektron grafisch weergegeven. Kort daarna wordt de procedure herhaald en ontdekt de waarnemer dat het deeltje zich in een nieuwe positie bevindt. Hoe ze van de eerste naar de tweede plaats kwam, is onbekend.
Als je op deze manier doorgaat, zul je geleidelijk een soort 3D-kaart vormen van waar het deeltje zich waarschijnlijk zal bevinden.
In het geval van het waterstofatoom kan het elektron zich overal in de bolvormige ruimte rond de kern bevinden. Het diagram toont een dwarsdoorsnede van deze bolvormige ruimte.
95% van de tijd (of enig ander percentage, aangezien alleen de grootte van het universum honderd procent zekerheid kan geven) zal het elektron zich in een vrij gemakkelijk te definiëren gebied van de ruimte bevinden, dicht genoeg bij de kern. Zo'n gebied wordt een orbitaal genoemd. Atomaire orbitalen zijngebieden in de ruimte waar een elektron bestaat.
Wat doet hij daar? We weten het niet, we kunnen het niet weten, en daarom negeren we dit probleem gewoon! We kunnen alleen zeggen dat als een elektron zich in een bepaalde baan bevindt, het een bepaalde energie zal hebben.
Elke orbitaal heeft een naam.
De ruimte die door het waterstofelektron wordt ingenomen, wordt de 1s-orbitaal genoemd. De eenheid betekent hier dat het deeltje zich op het energieniveau bevindt dat zich het dichtst bij de kern bevindt. S vertelt over de vorm van de baan. S-orbitalen zijn bolsymmetrisch rond de kern - tenminste als een holle bal van redelijk dicht materiaal met een kern in het midden.
2s
De volgende orbitaal is 2s. Het is vergelijkbaar met 1s, behalve dat de meest waarschijnlijke locatie van het elektron verder van de kern is. Dit is een orbitaal van het tweede energieniveau.
Als je goed kijkt, zul je merken dat er dichter bij de kern een ander gebied is met een iets hogere elektronendichtheid ("dichtheid" is een andere manier om de waarschijnlijkheid aan te geven dat dit deeltje op een bepaalde plaats aanwezig is).
2s elektronen (en 3s, 4s, etc.) brengen een deel van hun tijd veel dichter bij het centrum van het atoom door dan men zou verwachten. Het resultaat hiervan is een lichte afname van hun energie in s-orbitalen. Hoe dichter de elektronen bij de kern komen, hoe lager hun energie wordt.
3s-, 4s-orbitalen (enzovoort) komen steeds verder van het centrum van het atoom.
P-orbitalen
Niet alle elektronen leven in s-orbitalen (in feite zijn er maar heel weinig). Op het eerste energieniveau is de enige beschikbare locatie voor hen 1s, op de tweede worden 2s en 2p toegevoegd.
Orbitalen van dit type zijn meer als 2 identieke ballonnen, in de kern met elkaar verbonden. Het diagram toont een dwarsdoorsnede van een driedimensionaal gebied van de ruimte. Nogmaals, de orbitaal toont alleen het gebied met een kans van 95 procent om een enkel elektron te vinden.
Als we ons een horizontaal vlak voorstellen dat door de kern gaat op zo'n manier dat het ene deel van de baan zich boven het vlak bevindt en het andere eronder, dan is de kans nul om een elektron op dit vlak te vinden. Dus hoe komt een deeltje van het ene deel naar het andere als het nooit door het vlak van de kern kan gaan? Dit komt door het golfkarakter.
In tegenstelling tot de s-, heeft p-orbitaal een bepaalde richting.
Op elk energieniveau kun je drie absoluut equivalente p-orbitalen hebben die haaks op elkaar staan. Ze worden willekeurig aangeduid met de symbolen px, py en pz. Dit wordt voor het gemak geaccepteerd - wat wordt bedoeld met de X-, Y- of Z-richtingen verandert voortdurend, aangezien het atoom willekeurig in de ruimte beweegt.
P-orbitalen op het tweede energieniveau heten 2px, 2py en 2pz. Er zijn vergelijkbare orbitalen op volgende - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz enzovoort.
Alle niveaus, behalve de eerste, hebben p-orbitalen. Op hogere niveaus zijn de "bloemblaadjes" meer langwerpig, met de meest waarschijnlijke locatie van het elektron op een grotere afstand van de kern.
d- en f-orbitalen
Naast de s- en p-orbitalen zijn er twee andere sets orbitalen beschikbaar voor elektronen met hogere energieniveaus. Op de derde kunnen er vijf d-orbitalen zijn (met complexe vormen en namen), evenals 3s- en 3p-orbitalen (3px, 3py, 3pz). Er zijn er hier in totaal 9.
Op de vierde verschijnen, samen met 4s en 4p en 4d, 7 extra f-orbitalen - 16 in totaal, ook beschikbaar op alle hogere energieniveaus.
Plaatsing van elektronen in orbitalen
Een atoom kan worden gezien als een heel mooi huis (zoals een omgekeerde piramide) met een kern op de begane grond en verschillende kamers op de bovenste verdiepingen die worden ingenomen door elektronen:
- er is maar 1 kamer op de eerste verdieping (1s);
- op de tweede kamer zijn er al 4 (2s, 2px, 2py en 2pz);
- op de derde verdieping zijn er 9 kamers (een 3s, drie 3p en vijf 3d orbitalen) enzovoort.
Maar de kamers zijn niet erg groot. Elk van hen kan slechts 2 elektronen bevatten.
Een handige manier om de atomaire banen waarin deze deeltjes zich bevinden te laten zien, is door "kwantumcellen" te tekenen.
Kwantumcellen
NucleairOrbitalen kunnen worden weergegeven als vierkanten met de elektronen erin als pijlen. Vaak worden pijlen omhoog en omlaag gebruikt om aan te geven dat deze deeltjes verschillend zijn.
De behoefte aan verschillende elektronen in een atoom is een gevolg van de kwantumtheorie. Als ze zich in verschillende orbitalen bevinden, is dat prima, maar als ze zich in dezelfde baan bevinden, dan moet er een subtiel verschil tussen zijn. De kwantumtheorie geeft deeltjes een eigenschap die "spin" wordt genoemd, waarnaar de richting van de pijlen verwijst.
De
1s-orbitaal met twee elektronen wordt weergegeven als een vierkant met twee pijlen die naar boven en naar beneden wijzen, maar het kan ook nog sneller worden geschreven als 1s2. Er staat "one s two", niet "one s squared". De cijfers in deze notaties moeten niet worden verward. De eerste is het energieniveau en de tweede is het aantal deeltjes per orbitaal.
Hybridisatie
In de chemie is hybridisatie het concept van het mengen van atomaire orbitalen in nieuwe hybride orbitalen die elektronen kunnen koppelen om chemische bindingen te vormen. Sp-hybridisatie verklaart de chemische bindingen van verbindingen zoals alkynen. In dit model mengen de 2s en 2p koolstofatoomorbitalen zich om twee sp-orbitalen te vormen. Acetyleen C2H2 bestaat uit een sp-sp verstrengeling van twee koolstofatomen met vorming van een σ-binding en twee extra π-bindingen.
Atomaire orbitalen van koolstof in verzadigde koolwaterstoffen hebbenidentieke hybride sp3-orbitalen in de vorm van een h alter, waarvan het ene deel veel groter is dan het andere.
Sp2-hybridisatie is vergelijkbaar met de vorige en wordt gevormd door één s en twee p-orbitalen te mengen. In een ethyleenmolecuul worden bijvoorbeeld drie sp2- en één p-orbital gevormd.
Atomaire orbitalen: vulprincipe
Als je je de overgangen van het ene atoom naar het andere in het periodiek systeem van chemische elementen voorstelt, kun je de elektronische structuur van het volgende atoom bepalen door een extra deeltje in de volgende beschikbare baan te plaatsen.
Elektronen, voordat ze de hogere energieniveaus vullen, bezetten de lagere die zich dichter bij de kern bevinden. Als er een keuze is, vullen ze de orbitalen afzonderlijk.
Deze vulopdracht staat bekend als de regel van Hund. Het is alleen van toepassing wanneer de atoomorbitalen gelijke energieën hebben, en helpt ook om afstoting tussen elektronen te minimaliseren, waardoor het atoom stabieler wordt.
Merk op dat de s-orbitaal altijd iets minder energie heeft dan de p-orbitaal op hetzelfde energieniveau, dus de eerste wordt altijd eerder gevuld dan de laatste.
Wat echt raar is, is de positie van de 3D-orbitalen. Ze bevinden zich op een hoger niveau dan de 4s, en dus vullen de 4s-orbitalen zich als eerste, gevolgd door alle 3D- en 4p-orbitalen.
Dezelfde verwarring doet zich voor op hogere niveaus met meer weefsels ertussen. Daarom zijn bijvoorbeeld de 4f-atoomorbitalen pas gevuld als alle plaatsen op de6s.
Kennis van de vulvolgorde is essentieel om te begrijpen hoe elektronische structuren moeten worden beschreven.
