Στη χημεία και τη φυσική, τα ατομικά τροχιακά είναι μια συνάρτηση που ονομάζεται κυματική συνάρτηση που περιγράφει τις ιδιότητες που χαρακτηρίζουν όχι περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια στην περιοχή ενός ατομικού πυρήνα ή συστήματος πυρήνων, όπως σε ένα μόριο. Ένα τροχιακό συχνά απεικονίζεται ως μια τρισδιάστατη περιοχή εντός της οποίας υπάρχει πιθανότητα 95 τοις εκατό να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο.
Τροχιακά και τροχιές
Όταν ένας πλανήτης κινείται γύρω από τον Ήλιο, διαγράφει μια διαδρομή που ονομάζεται τροχιά. Ομοίως, ένα άτομο μπορεί να αναπαρασταθεί ως ηλεκτρόνια που κυκλώνουν σε τροχιές γύρω από τον πυρήνα. Στην πραγματικότητα, τα πράγματα είναι διαφορετικά και τα ηλεκτρόνια βρίσκονται σε περιοχές του διαστήματος γνωστές ως ατομικά τροχιακά. Η χημεία αρκείται σε ένα απλοποιημένο μοντέλο του ατόμου για τον υπολογισμό της κυματικής εξίσωσης Schrödinger και, κατά συνέπεια, τον προσδιορισμό των πιθανών καταστάσεων του ηλεκτρονίου.
Οι τροχιές και τα τροχιακά ακούγονται παρόμοια, αλλά έχουν εντελώς διαφορετικές έννοιες. Είναι εξαιρετικά σημαντικό να κατανοήσουμε τη διαφορά μεταξύ τους.
Αδύνατη η εμφάνιση τροχιών
Για να σχεδιάσετε την τροχιά ενός πράγματος, πρέπει να γνωρίζετε ακριβώς πού βρίσκεται το αντικείμενοβρίσκεται και να είναι σε θέση να καθορίσει πού θα βρίσκεται σε μια στιγμή. Αυτό είναι αδύνατο για ένα ηλεκτρόνιο.
Σύμφωνα με την αρχή της αβεβαιότητας του Heisenberg, είναι αδύνατο να γνωρίζουμε ακριβώς πού βρίσκεται ένα σωματίδιο αυτή τη στιγμή και πού θα βρίσκεται αργότερα. (Στην πραγματικότητα, η αρχή λέει ότι είναι αδύνατο να προσδιοριστεί ταυτόχρονα και με απόλυτη ακρίβεια η ορμή και η ορμή του).
Ως εκ τούτου, είναι αδύνατο να οικοδομήσουμε μια τροχιά του ηλεκτρονίου γύρω από τον πυρήνα. Είναι μεγάλο πρόβλημα αυτό; Οχι. Εάν κάτι δεν είναι δυνατό, θα πρέπει να γίνει αποδεκτό και θα πρέπει να βρεθούν τρόποι για να το αντιμετωπίσετε.
ηλεκτρόνιο υδρογόνου – 1s-τροχιακό
Ας υποθέσουμε ότι υπάρχει ένα άτομο υδρογόνου και σε μια συγκεκριμένη χρονική στιγμή η θέση ενός ηλεκτρονίου αποτυπώνεται γραφικά. Λίγο μετά, η διαδικασία επαναλαμβάνεται και ο παρατηρητής διαπιστώνει ότι το σωματίδιο βρίσκεται σε νέα θέση. Το πώς έφτασε από την πρώτη θέση στη δεύτερη είναι άγνωστο.
Αν συνεχίσετε με αυτόν τον τρόπο, θα σχηματίσετε σταδιακά ένα είδος τρισδιάστατου χάρτη για το πού είναι πιθανό να βρίσκεται το σωματίδιο.
Στην περίπτωση του ατόμου υδρογόνου, το ηλεκτρόνιο μπορεί να βρίσκεται οπουδήποτε εντός του σφαιρικού χώρου που περιβάλλει τον πυρήνα. Το διάγραμμα δείχνει μια διατομή αυτού του σφαιρικού χώρου.
95% του χρόνου (ή οποιοδήποτε άλλο ποσοστό, αφού μόνο το μέγεθος του σύμπαντος μπορεί να παρέχει εκατό τοις εκατό βεβαιότητα) το ηλεκτρόνιο θα βρίσκεται μέσα σε μια αρκετά εύκολα καθορισμένη περιοχή του χώρου, αρκετά κοντά στον πυρήνα. Μια τέτοια περιοχή ονομάζεται τροχιακή. Τα ατομικά τροχιακά είναιπεριοχές του χώρου όπου υπάρχει ένα ηλεκτρόνιο.
Τι κάνει εκεί; Δεν ξέρουμε, δεν μπορούμε να ξέρουμε, και επομένως απλά αγνοούμε αυτό το πρόβλημα! Μπορούμε μόνο να πούμε ότι αν ένα ηλεκτρόνιο βρίσκεται σε ένα συγκεκριμένο τροχιακό, τότε θα έχει μια συγκεκριμένη ενέργεια.
Κάθε τροχιακό έχει ένα όνομα.
Ο χώρος που καταλαμβάνει το ηλεκτρόνιο υδρογόνου ονομάζεται τροχιακό 1s. Η μονάδα εδώ σημαίνει ότι το σωματίδιο βρίσκεται στο ενεργειακό επίπεδο που βρίσκεται πιο κοντά στον πυρήνα. Το S λέει για το σχήμα της τροχιάς. Τα τροχιακά S είναι σφαιρικά συμμετρικά ως προς τον πυρήνα - τουλάχιστον σαν μια κούφια σφαίρα από αρκετά πυκνό υλικό με έναν πυρήνα στο κέντρο της.
2s
Το επόμενο τροχιακό είναι 2 δευτερόλεπτα. Είναι παρόμοιο με το 1, με τη διαφορά ότι η πιο πιθανή θέση του ηλεκτρονίου είναι πιο μακριά από τον πυρήνα. Αυτό είναι ένα τροχιακό του δεύτερου ενεργειακού επιπέδου.
Αν κοιτάξετε προσεκτικά, θα παρατηρήσετε ότι πιο κοντά στον πυρήνα υπάρχει μια άλλη περιοχή ελαφρώς υψηλότερης πυκνότητας ηλεκτρονίων (η «πυκνότητα» είναι ένας άλλος τρόπος για να υποδείξετε την πιθανότητα να υπάρχει αυτό το σωματίδιο σε ένα συγκεκριμένο σημείο).
Τα ηλεκτρόνια
2s (και 3s, 4s, κ.λπ.) περνούν μέρος του χρόνου τους πολύ πιο κοντά στο κέντρο του ατόμου από ό,τι θα περίμενε κανείς. Το αποτέλεσμα αυτού είναι μια ελαφρά μείωση της ενέργειάς τους στα s-τροχιακά. Όσο πιο κοντά πλησιάζουν τα ηλεκτρόνια στον πυρήνα, τόσο χαμηλότερη γίνεται η ενέργειά τους.
Τα
3s-, τα τροχιακά 4s (και ούτω καθεξής) απομακρύνονται περισσότερο από το κέντρο του ατόμου.
P-τροχιακά
Δεν ζουν όλα τα ηλεκτρόνια σε τροχιακά s (στην πραγματικότητα, πολύ λίγα από αυτά ζουν). Στο πρώτο ενεργειακό επίπεδο, η μόνη διαθέσιμη θέση για αυτούς είναι 1s, στο δεύτερο, προστίθενται 2s και 2p.
Τα τροχιακά αυτού του τύπου μοιάζουν περισσότερο με 2 πανομοιότυπα μπαλόνια, συνδεδεμένα μεταξύ τους στον πυρήνα. Το διάγραμμα δείχνει μια διατομή μιας τρισδιάστατης περιοχής του χώρου. Και πάλι, το τροχιακό δείχνει μόνο την περιοχή με 95 τοις εκατό πιθανότητα εύρεσης ενός μόνο ηλεκτρονίου.
Αν φανταστούμε ένα οριζόντιο επίπεδο που διέρχεται από τον πυρήνα με τέτοιο τρόπο ώστε ένα μέρος της τροχιάς να είναι πάνω από το επίπεδο και το άλλο κάτω από αυτό, τότε υπάρχει μηδενική πιθανότητα να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο σε αυτό το επίπεδο. Πώς λοιπόν περνά ένα σωματίδιο από το ένα μέρος στο άλλο αν δεν μπορεί ποτέ να περάσει από το επίπεδο του πυρήνα; Αυτό οφείλεται στην κυματική του φύση.
Σε αντίθεση με το s-, το p-τροχιακό έχει μια συγκεκριμένη κατευθυντικότητα.
Σε οποιοδήποτε επίπεδο ενέργειας, μπορείτε να έχετε τρία απολύτως ισοδύναμα p-τροχιακά τοποθετημένα σε ορθή γωνία μεταξύ τους. Συμβολίζονται αυθαίρετα με τα σύμβολα px, py και pz. Αυτό γίνεται αποδεκτό για λόγους ευκολίας - αυτό που σημαίνει οι κατευθύνσεις X, Y ή Z αλλάζει συνεχώς, καθώς το άτομο κινείται τυχαία στο διάστημα.
Τα
P-τροχιακά στο δεύτερο επίπεδο ενέργειας ονομάζονται 2px, 2py και 2pz. Υπάρχουν παρόμοια τροχιακά σε επόμενα - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz και ούτω καθεξής.
Όλα τα επίπεδα, εκτός από το πρώτο, έχουν p-τροχιακά. Σε υψηλότερα επίπεδα, τα "πέταλα" είναι πιο επιμήκη, με την πιο πιθανή θέση του ηλεκτρονίου σε μεγαλύτερη απόσταση από τον πυρήνα.
d- και f-τροχιακά
Εκτός από τα τροχιακά s και p, υπάρχουν δύο άλλα σύνολα τροχιακών διαθέσιμα για ηλεκτρόνια σε υψηλότερα ενεργειακά επίπεδα. Στο τρίτο, μπορεί να υπάρχουν πέντε d-τροχιακά (με σύνθετα σχήματα και ονόματα), καθώς και 3s- και 3p-τροχιακά (3px, 3py, 3pz). Υπάρχουν συνολικά 9 εδώ.
Στην τέταρτη, μαζί με τα 4s και 4p και 4d, εμφανίζονται 7 επιπλέον τροχιακά f - 16 συνολικά, επίσης διαθέσιμα σε όλα τα υψηλότερα επίπεδα ενέργειας.
Τοποθέτηση ηλεκτρονίων σε τροχιακά
Ένα άτομο μπορεί να θεωρηθεί ως ένα πολύ φανταχτερό σπίτι (όπως μια ανεστραμμένη πυραμίδα) με έναν πυρήνα που ζει στο ισόγειο και διάφορα δωμάτια στους επάνω ορόφους που καταλαμβάνονται από ηλεκτρόνια:
- υπάρχει μόνο 1 δωμάτιο στον πρώτο όροφο (1s);
- στο δεύτερο δωμάτιο υπάρχουν ήδη 4 (2π.);
- στον τρίτο όροφο υπάρχουν 9 δωμάτια (ένα 3s, τρία 3p και πέντε 3d τροχιακά) και ούτω καθεξής.
Αλλά τα δωμάτια δεν είναι πολύ μεγάλα. Κάθε ένα από αυτά μπορεί να κρατήσει μόνο 2 ηλεκτρόνια.
Ένας βολικός τρόπος για να δείξετε τις ατομικές τροχιές στις οποίες βρίσκονται αυτά τα σωματίδια είναι να σχεδιάσετε "κβαντικά κύτταρα".
Κβαντικά κύτταρα
ΠυρηνικάΤα τροχιακά μπορούν να αναπαρασταθούν ως τετράγωνα με τα ηλεκτρόνια σε αυτά να φαίνονται ως βέλη. Συχνά, τα βέλη πάνω και κάτω χρησιμοποιούνται για να δείξουν ότι αυτά τα σωματίδια είναι διαφορετικά.
Η ανάγκη για διαφορετικά ηλεκτρόνια σε ένα άτομο είναι συνέπεια της κβαντικής θεωρίας. Εάν βρίσκονται σε διαφορετικά τροχιακά, αυτό είναι εντάξει, αλλά αν βρίσκονται στην ίδια τροχιά, τότε πρέπει να υπάρχει κάποια λεπτή διαφορά μεταξύ τους. Η κβαντική θεωρία προικίζει στα σωματίδια μια ιδιότητα που ονομάζεται "σπιν", στην οποία αναφέρεται η κατεύθυνση των βελών.
Το τροχιακό
1s με δύο ηλεκτρόνια εμφανίζεται ως τετράγωνο με δύο βέλη που δείχνουν προς τα πάνω και προς τα κάτω, αλλά μπορεί επίσης να γραφτεί ακόμη πιο γρήγορα ως 1s2. Διαβάζει "one s δύο", όχι "one s τετράγωνο". Οι αριθμοί σε αυτές τις σημειώσεις δεν πρέπει να συγχέονται. Το πρώτο είναι το επίπεδο ενέργειας και το δεύτερο είναι ο αριθμός των σωματιδίων ανά τροχιακό.
Υβριδισμός
Στη χημεία, ο υβριδισμός είναι η έννοια της ανάμειξης ατομικών τροχιακών σε νέα υβριδικά τροχιακά ικανά να συνδυάζουν ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν χημικούς δεσμούς. Ο υβριδισμός Sp εξηγεί τους χημικούς δεσμούς ενώσεων όπως τα αλκίνια. Σε αυτό το μοντέλο, τα ατομικά τροχιακά άνθρακα 2s και 2p αναμιγνύονται για να σχηματίσουν δύο τροχιακά sp. Το ακετυλένιο C2H2 αποτελείται από μια εμπλοκή sp-sp δύο ατόμων άνθρακα με το σχηματισμό ενός σ-δεσμού και δύο επιπλέον π-δεσμών.
Ατομικά τροχιακά του άνθρακα σε κορεσμένους υδρογονάνθρακες έχουνπανομοιότυπα υβριδικά sp3-τροχιακά σχήματα σαν αλτήρα, το ένα μέρος του οποίου είναι πολύ μεγαλύτερο από το άλλο.
Ο
Sp2-υβριδισμός είναι παρόμοιος με τους προηγούμενους και σχηματίζεται με ανάμειξη ενός s και δύο p-τροχιακών. Για παράδειγμα, σε ένα μόριο αιθυλενίου, σχηματίζονται τρία sp2- και ένα p-τροχιακό.
Ατομικά τροχιακά: αρχή πλήρωσης
Φανταζόμενοι μεταβάσεις από το ένα άτομο στο άλλο στον περιοδικό πίνακα των χημικών στοιχείων, μπορεί κανείς να καθορίσει την ηλεκτρονική δομή του επόμενου ατόμου τοποθετώντας ένα επιπλέον σωματίδιο στην επόμενη διαθέσιμη τροχιά.
Τα ηλεκτρόνια, πριν γεμίσουν τα υψηλότερα επίπεδα ενέργειας, καταλαμβάνουν τα χαμηλότερα που βρίσκονται πιο κοντά στον πυρήνα. Όπου υπάρχει επιλογή, γεμίζουν τα τροχιακά μεμονωμένα.
Αυτή η σειρά πλήρωσης είναι γνωστή ως κανόνας του Hund. Ισχύει μόνο όταν τα ατομικά τροχιακά έχουν ίσες ενέργειες και επίσης βοηθά στην ελαχιστοποίηση της απώθησης μεταξύ των ηλεκτρονίων, καθιστώντας το άτομο πιο σταθερό.
Σημειώστε ότι το τροχιακό s έχει πάντα ελαφρώς λιγότερη ενέργεια από το τροχιακό p στο ίδιο ενεργειακό επίπεδο, επομένως το πρώτο γεμίζει πάντα πριν από το δεύτερο.
Αυτό που είναι πραγματικά περίεργο είναι η θέση των τρισδιάστατων τροχιακών. Βρίσκονται σε υψηλότερο επίπεδο από το 4s, και έτσι τα τροχιακά του 4s γεμίζουν πρώτα, ακολουθούμενα από όλα τα τροχιακά 3d και 4p.
Η ίδια σύγχυση εμφανίζεται σε υψηλότερα επίπεδα με περισσότερες πλέξεις ενδιάμεσα. Επομένως, για παράδειγμα, τα ατομικά τροχιακά 4f δεν γεμίζονται παρά μόνο όλα τα σημεία στο6 δευτ.
Η γνώση της σειράς πλήρωσης είναι κεντρική για την κατανόηση του τρόπου περιγραφής των ηλεκτρονικών δομών.
