Что называют орбиталью траектория по которой

Разница между атомной и молекулярной орбиталью

Главное отличие

Основное различие между атомной орбиталью и молекулярной орбиталью состоит в том, что атомная орбиталь содержит электроны, на которые влияет одно положительное ядро, тогда как молекулярная орбиталь содержит электроны, на которые влияет более двух ядер, в зависимости от количества атомов в молекуле.

Атомная орбиталь против молекулярной орбитали

Орбиталь атома считается областью, в которой существует наибольшая вероятность нахождения электрона в атоме. Напротив, молекулярная орбиталь считается областью с наибольшей вероятностью обнаружения электрона молекулы. Электронное облако вокруг атома отвечает за образование атомных орбиталей, тогда как слияние атомных орбиталей, состоящих из относительно одинаковой энергии, отвечает за образование молекулярных орбиталей.

Тип атомных орбиталей, такой как s, p, d или f, определяет форму атомных орбиталей; с другой стороны, форма атомных орбиталей, составляющих молекулу, определяет форму молекулярной орбитали. Уравнение Шредингера используется на атомных орбиталях, тогда как на молекулярных орбиталях обычно используется линейная комбинация атомных орбиталей.

На электронное облако на атомных орбиталях может воздействовать одно ядро, в то время как на электронное облако на молекулярных орбиталях могут воздействовать два или более ядер. Атомная орбиталь, как известно, моноцентрическая, поскольку она присутствует рядом с одним ядром, в то время как молекулярная орбиталь называется полицентрической, поскольку она находится рядом с двумя или многими различными ядрами.

Атомные орбитали представлены как a, p, d и f, в то время как молекулярные орбитали состоят из двух типов: связывающие молекулярные орбитали или антисвязывающие молекулярные орбитали. Электронная конфигурация внутри атомных орбиталей не влияет на постоянство атома, тогда как электронная конфигурация на молекулярной орбитали действительно влияет на стабильность молекулы.

Сравнительная таблица

Что такое атомная орбиталь?

Область, в которой существует наибольшая вероятность обнаружения электрона, известна как атомная орбиталь. Возможность расположения атомного электрона можно объяснить с помощью квантовой механики. Но квантовая механика не может объяснить конкретную энергию электрона в определенный момент времени. Эта конкретная энергия объясняется принципом неопределенности Гейзенберга.

Решения уравнения Шредингера используются для определения электронной плотности данного атома. На атомной орбитали может находиться максимум два электрона. Атомная орбиталь классифицируется по подуровням как s, p, d и f. Орбитали этих подуровней имеют разную форму.

Орбиталь подуровня s оказывается сферической и содержит максимум два электрона и состоит только из одного подуровня энергии. По форме p-орбиталь представляет собой гантель и содержит до шести электронов. В нем присутствуют три субэнергетические стадии.

Орбитали d и f содержат более сложные формы, поскольку орбиталь d содержит пять подуровней энергии и до 10 электронов. В то время как f-орбиталь содержит семь подуровней энергии и максимум от десяти до пятнадцати электронов. Уровни энергии орбиталей присутствуют в направлении s

Что такое молекулярная орбиталь?

Теория молекулярных орбиталей объяснила свойства молекулярных орбиталей. Теория молекулярных орбиталей была впервые предложена Ф. Хундом и Р. С. Малликеном в 1932 г.

Согласно теории молекулярных орбиталей, когда атомы соединяются в молекулу, перекрывающиеся атомные орбитали обычно теряют свою форму из-за влияния ядер. Новые орбитали, которые встречаются в молекулах, теперь известны как молекулярные орбитали.

Слияние атомных орбиталей, которые состоят из относительно одинаковой энергии, отвечает за образование молекулярных орбиталей. Молекулярные орбитали не принадлежат только одному атому в молекуле, как в атомной орбитали, но они входят в ядра всех атомов, которые образуют молекулу. Итак, ядра многих разных атомов действуют как полицентрические ядра.

Окончательная форма молекулярных орбиталей сложна, потому что форма атомных орбиталей, из которых строятся молекулы, обычно определяет форму молекулярных орбиталей. В соответствии с правилом Ауфбау молекулярные орбитали обычно заполняются в порядке от низкоэнергетической орбитали к высокоэнергетической орбитали.

Ключевые отличия

Заключение

Вышеупомянутое обсуждение заключает, что свойства атомных орбиталей могут определяться одним ядром атомов. Напротив, свойства молекулярных орбиталей могут быть определены слиянием атомных орбиталей, из которого строится молекула.

Источник

Атомная орбиталь

Волновая функция рассчитывается по волновому уравнению Шрёдингера в рамках одноэлектронного приближения (метод Хартри — Фока) как волновая функция электрона, находящегося в самосогласованном поле, создаваемым ядром атома со всеми остальными электронами атома.

Сам Э.Шрёдингер рассматривал электрон в атоме как отрицательно заряженное облако, плотность которого пропорциональна квадрату значения волновой функции в соответствующей точке атома. В таком виде понятие электронного облака было воспринято и в теоретической химии.

Однако большинство физиков не разделяли убеждений Э.Шрёдингера — доказательства существования электрона как «отрицательно заряженного облака» не было. Макс Борн обосновал вероятностную трактовку квадрата волновой функции. В 1950 г. Э.Шрёдингер в статье «Что такое элементарная частица?» вынужден согласиться с доводами М.Борна, которому в 1954 году присуждена Нобелевская премия по физике с формулировкой «За фундаментальное исследование в области квантовой механики, особенно за статистическую интерпретацию волновой функции».

Название «орбиталь» (а не орбита) отражает геометрическое представление о стационарных состояниях электрона в атоме; такое особое название отражает тот факт, что состояния электрона в атоме описывается законами квантовой механики и отличается от классического движения по траектории. Совокупность атомных орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n составляют одну электронную оболочку.

Содержание

Квантовые числа и номенклатура орбиталей

Буквенные обозначения атомных орбиталей произошли от описания спектральных линий в атомных спектрах: s (sharp) — резкая серия в атомных спектрах, p (principal)— главная, d (diffuse) — диффузная, f (fundamental) — фундаментальная.

В литературе орбитали обозначают комбинацией квантовых чисел, при этом главное квантовое число обозначают цифрой, орбитальное квантовое число — соответствующей буквой (см. таблицу ниже) и магнитное квантовое число — выражением в нижнем индексе, показывающем проекцию орбитали на декартовы оси x, y, z, например 2p_x, 3d_xy, 4f_z(x²-y²). Для орбиталей внешней электронной оболочки, то есть в случае описания валентных электронов, главное квантовое число в записи орбитали, как правило, опускают.

Геометрическое представление

Геометрическое представление атомной орбитали — область пространства, ограниченная поверхностью равной плотности (эквиденситной поверхностью) вероятности или заряда. Плотность вероятности на граничной поверхности выбирают исходя из решаемой задачи, но, обычно, таким образом, чтобы вероятность нахождения электрона в ограниченной области лежала в диапазоне значений 0,9-0,99.

Поскольку энергия электрона определяется кулоновским взаимодействием и, следовательно, расстоянием от ядра, то главное квантовое число n задаёт размер орбитали.

Для линейных комбинаций Y_lm приняты следующие обозначения:

Значение орбитального квантового числа	0	1	1	1	2	2	2	2	2
Значение магнитного квантового числа	0	0			0
Линейная комбинация
Обозначение

Заполнение орбиталей электронами и электронная конфигурация атома

На каждой орбитали может быть не более двух электронов, отличающихся значением спинового квантового числа s (спина). Этот запрет определён принципом Паули. Порядок заполнения электронами орбиталей одного уровня (орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n) определяется правилом Клечковского, порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числа l) определяется Правилом Хунда.

Краткую запись распределения электронов в атоме по различным электронным оболочкам атома с учётом их главного и орбитального квантовых чисел n и l называют электронной конфигурацией атома.

Источник

Подарки и советы

Множество идей оригинальных и приятных подарков по любому событию и на все случаи жизни

Что такое орбиталь и каковы ее характеристики. Атомные орбитали

Орбитали существуют независимо от того, находится на них электрон (занятые орбитали), или отсутствует (вакантные орбитали). Атом каждого элемента, начиная с водорода и заканчивая последним полученным на сегодня элементом, имеет полный набор всех орбиталей на всех электронных уровнях. Их заполнение электронами происходит по мере увеличения порядкового номера, то есть, заряда ядра.

В современной химии орбиталь – определяющее понятие, позволяющее рассматривать процессы образования химических связей и анализировать их свойства, при этом внимание сосредотачивают на орбиталях тех электронов, которые участвуют в образовании химических связей, то есть, валентных электронов, обычно это электроны последнего уровня.

Гибридизация.

Вся конструкция оказывается как бы вписанной в правильный тетраэдр – призма, собранная из правильных треугольников. При этом орбитали-гибриды располагаются вдоль осей такого тетраэдра, угол между любыми двумя осями – 109°. Четыре валентных электрона углерода располагаются на этих гибридных орбиталях:

Участие орбиталей в образовании простых химических связей.

Свойства электронов, разместившихся на четырех одинаковых орбиталях, эквивалентны, соответственно, будут эквивалентны химические связи, образованные с участием этих электронов при взаимодействии с атомами одного типа.

Взаимодействие атома углерода с четырьмя атомами водорода сопровождается взаимоперекрыванием вытянутых гибридных орбиталей углерода со сферическими орбиталями водородов. На каждой орбитали находится по одному электрону, в результате перекрывания каждая пара электронов начинает перемещаться по объединенной – молекулярной орбитали.

В традиционном написании структуры образовавшегося метана вместо перекрывающихся орбиталей используют символ валентной черты. Для объемного изображения структуры валентность, направленную от плоскости чертежа к зрителю показывают в виде сплошной клиновидной линии, а валентность, уходящую за плоскость рисунка – в виде штриховой клиновидной линии:

Таким образом, структура молекулы метана определяется геометрией гибридных орбиталей углерода:

Образование молекулы этана аналогично показанному выше процессу, отличие состоит в том, что при взаимоперекрывании гибридных орбиталей двух атомов углерода происходит образование С-С – связи:

Участие орбиталей в образовании кратных химических связей.

Вторая валентная черта в обозначении двойной связи, широко используемая для изображения ненасыщенных соединений уже не одно столетие, в современном понимании подразумевает наличие двух областей с повышенной электронной плотностью, расположенных по разные стороны линии связи С-С.

Структура молекулы этилена задана геометрией гибридных орбиталей, валентный угол Н-С-Н – 120°:

В итоге молекула ацетилена имеет палочкообразную форму:

В образовании химических связей могут также участвовать вакантные, то есть, не содержащие электронов орбитали ().

Орбитали высоких уровней.

Перспективы.

В современной химии представления об атомных и молекулярных орбиталях широко используют при описании строения и реакционных свойств соединений, также при анализе спектров различных молекул, в некоторых случаях – для прогнозирования возможности протекания реакций.

К настоящему моменту описано пять типов орбиталей: s, p, d, f и g.
Названия первых трех сложились исторически, далее был выбран алфавитный принцип. Формы орбиталей вычислены методами квантовой химии.

Энергия электронных уровней

Квантовые числа электронов

Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел:

Принципы заполнения орбиталей

1. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами) (принцип Паули).

2. В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной.
Энергия орбиталей возрастает в ряду:
1S Полная электронная формула элемента

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все электроны удовлетворяют принципу минимальной энергии. Это значит, что сначала заполняются подуровни, для которых:

1. Число n минимально
2. Внутри уровня сначала заполняется s- подуровень, затем p- и лишь затем d- (l минимально)
3. Один подуровень содержит наибольшее число неспаренных электронов.
4. При заполнении электронных атомных орбиталей выполняется принцип Паули. Его следствием является, что энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более чем 2n2 электронов, расположенных на n2 подуровнях.

Электронная формула элемента с порядковым номером 7 (это элемент азот, имеющий символ “N”) выглядит так.

Распределение электронов с помощью периодической системы Д. И. Менделеева

Запомните базовый список орбиталей. По мере того, как у атома увеличивается число электронов, они заполняют различные подуровни электронной оболочки атома согласно определенной последовательности. Каждый подуровень электронной оболочки, будучи заполненным, содержит четное число электронов. Имеются следующие подуровни:

Разберитесь в записи электронной конфигурации. Электронные конфигурации записываются для того, чтобы четко отразить количество электронов на каждой орбитали. Орбитали записываются последовательно, причем количество атомов в каждой орбитали записывается как верхний индекс справа от названия орбитали. Завершенная электронная конфигурация имеет вид последовательности обозначений подуровней и верхних индексов.

Выучите сокращения написания длинных электронных конфигураций. Атомы на правом краю периодической системы называются благородными газами. Эти элементы химически очень устойчивы. Чтобы сократить процесс написания длинных электронных конфигураций, просто записывайте в квадратных скобках химический символ ближайшего благородного газа с меньшим по сравнению с вашим атомом числом электронов, а затем продолжайте писать электронную конфигурацию последующих орбитальных уровней. Смотрите ниже:

С помощью периодической таблицы ADOMAH

Найдите ваш атом в таблице ADOMAH. Чтобы записать электронную конфигурацию элемента, найдите его символ в периодической таблице ADOMAH и вычеркните все элементы с большим атомным номером. Например, если вам нужно записать электронную конфигурацию эрбия (68), вычеркните все элементы от 69 до 120.

Посчитайте орбитальные подуровни до вашего элемента. Смотря на символы блоков, приведенные справа от таблицы (s, p, d, and f), и на номера колонок, показанные в основании, игнорируйте диагональные линии между блоками и разбейте колонки на блоки-колонки, перечислив их по порядку снизу вверх. И снова игнорируйте блоки, в которых вычеркнуты все элементы. Запишите блоки-колонки, начиная от номера колонки, за которым следует символ блока, таким образом: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (для эрбия).

Учитывайте неправильные электронные конфигурации. Существует восемнадцать типичных исключений, относящихся к электронным конфигурациям атомов в состоянии с наименьшей энергией, также называемом основным энергетическим состоянием. Они не подчиняются общему правилу только по последним двум-трем положениям, занимаемым электронами. При этом действительная электронная конфигурация предполагает нахождение электронов в состоянии с более низкой энергией в сравнении со стандартной конфигурацией атома. К атомам-исключениям относятся:

Как уже отмечалось, современная теория химической связи основана на квантово-механическом рассмотрении молекулы как системы из электронов и атомных ядер.

Из курсов неорганической химии и физики известно, что электроны представляют собой вид материи, обладающий одновременно свойствами частицы и электромагнитной волны.

квантовое число и л

спиновое квантовое число.

Электрон в атоме находится на определенной атомной орби-

Состояние электрона определяется расстоянием электронного облака от ядра, его формой, ориентацией в пространстве и вращением электрона вокруг собственной оси.

В зависимости от расстояния электрона от ядра атома изменяется траектория его движения, то есть форма атомной орбитали (рис. 2.1). Существуют л, р, й, /-атомные орбитали, которые отличаются друг от друга запасом энергии, а следовательно, и формой электронного облака, то есть траекторией движения электрона.

Атомная орбиталь, не занятая электронами, называется в а-кантной и условно обозначается как □.

іі^іоггідгіоліцгіл /iv7iVII ііііл игош^іьи

Согласпо кваптово-мелапическим представлепиям о лимиче-

ской связи число образуемыл атомом ковалептпыл связей определяется количеством одпоэлектроппыл атомпыл орбиталей, то есть количеством песпареппыл электропов. идпако в действительпости атомы элемептов образуют большее число ковалептпыл связей, чем содержат песпареппыл электропов па впешпем эпергетическом уровпе. Например, атом углерода в осповпом (пе ^воізбуждеппом) состояпии имеет два песпареппыл электропа (І5 25 2р), а образует четыре ковалептпые связи. Это можпо объяспить возможпостью

перелода одпого 25-электропа па 2р-подуровепь (І5 25 2р).

іаким образом, па впешпем эпергетическом уровпе атома

перекрывание, перемешивание. При перекрывании одного 5-элек-тронного облака с тремя /-электронными облаками образуются четыре качественно новых гибридизированных электронных облака или атомные орбитали:

Таким образом, из нескольких различных по форме и близких по энергии АО путем комбинирования (смешивания, сочетания) образуется такое же количество одинаковых по форме и равных по энергии гибридизированных атомных орбиталей:

Гибридизированные орбитали по сравнению с негибридизи-рованными более выгодны геометрически, так как позволяют увеличить площадь перекрывания с орбиталями других атомов, что ведет к образованию более прочных связей. Результатом перекрывания большей доли гибридной орбитали с орбиталями других атомов является ковалентная связь.

Атом углерода может претерпевать три вида гибридизации с участием s- и р-орбиталей, каждому из которых соответствует определенное валентное состояние атома.

25-орбиталь 2р2-орбиталь 2ру-орбиталь 2р2-орбиталь

Рис. 2.2. Схема образования и расположение в пространстве гибридных 5р3-орбиталей

2. Химическая связь. Взаимное влияние атомов в органических соединениях 21

Четыре равноценные орбитали между собой образуют угол 109° 28″ и ориентированы в пространстве от центра правильного тетраэдра к его вершинам. Такое размещение связано со стремлением АО к максимальному удалению друг от друга за счет взаимного электростатического отталкивания. Расположение атомных орбиталей определяет название состояния 5р3-гибридизации как тетраэдрическое.

Рис. 2.3. Образование а-связей в молекуле этана

Состояние 5р3-гибридизации характерно для алканов. Рассмотрим образование ст-связей на примере этана.

ст-Связи во многих органических соединениях образуются преимущественно за счет перекрывания гибридизированных орби-талей.

2з-орбиталь 2рх-орбиталь 2/з^-орбиталь

±и^. 2.4. ^1риспиь й!имй углерода

Образование л-связи в молекуле атилена

2. Химическая связь. Взаимное влияние атомов в органических соединениях 2

Л;/-1ИирИДИ^йЦИШ называют СЩС JIUneUnUU HU1UMJ, ни две

sp-гибридные орбитали расположены под углом 180°. Остальные две негибридизированные р^- и р^-орбитали находятся в двух взаимно перпендикулярных плоскостях и расположены под прямым углом к sp-гибридным АО. Доля s-облака в каждой из двух гибридных sp-орбиталей равна 1/2. Такой тип гибридизации характерен для соединений с тройной связью, например для ацетилена (рис. 2.7).

В молекуле ацетилена sp-гибридизированные атомы образуют две простые ст-связи С-Н и одну ст-связь между двумя атомами углерода, а негибридизированные p-АО образуют две п-связи, расположенные во взаимно перпендикулярных плоскостях.

Для описания химической связи с позиций квантовой механики пользуются двумя основными методами: методом валентных связей (МВС) и методом молекулярных орбиталей (МО).

Метод валентных связей был предложен в 1927 году В. Гайтле-ром и Ф. Лондоном. Основные положения метода заключаются в следующем. Химическая связь представлена в виде пары электронов с противоположными спинами. Она образуется в результате перекрывания атомных орбиталей.

оира^ивание л-свя:зи в молекуле ацетилена

при иирй^исап^1^1 милсАулш атоммные ирииюли и^1йЮ1СЛ ии^

изменений, а пара связывающих электронов локализована между двумя атомами.

В отличие от метода валентных связей метод молекулярных орбиталей рассматривает молекулу не как совокупность атомов, сохраняющих свою индивидуальность, а как единое целое. Предполагается, что каждый электрон в молекуле движется в суммарном поле, создаваемом остальными электронами и всеми ядрами атомов. Иначе говоря, в молекуле различные АО взаимодействуют между соиой с оиразованием нового типа орииталей, называемых молекулярными орииталями.

Перекрывание двух атомных орииталей приводит к оиразова-нию двух молекулярных орииталей (рис. 2.8).

Одна из них имеет иолее низкую энергию, чем исходные АО,

ігі паошоасі^л юлошои^шси и^^ншилнш, диуіал ииладасі и^лъъ г>х>і-

2. Химическая связь. Взаимное влияние атомов в органических соединениях 2:

ШАиИ ЛПС^ІИСИ, ЧСМ образующая ее ЛЛ^, И ИйЛМВйСІСИ разрылляю-

щей, или антисвязывающей орбиталью. Заполнение молекулярных орбиталей электронами происходит аналогично заполнению атомных, то есть по принципу Паули и в соответствии с правилом Гунда. Молекулярная разрыхляющая орбиталь в основном состоянии остается вакантной. Ее заполнение электронами происходит при возбуждении молекулы, что ведет к разрыхлению связи и распаду молекулы на атомы.

Смотреть что такое «ОРБИТАЛЬ» в других словарях:

Орбиталь: Атомная орбиталь. Молекулярная орбиталь. Список значений слова или словосочетания со ссылками на соответствующие статьи. Если вы попали сюда из … Википедия

Ф ция пространственныхпеременных одного электрона, имеющая смысл волновой ф ции электрона, находящегосяв поле атомного или молекулярного остова. Если такая ф ция учитывает спинэлектрона, то она наз. спин О. Подробнее см. Молекулярная орбиталъ.… … Физическая энциклопедия

— (от лат. orbita путь, колея), волновая ф ция, описывающая состояние одного электрона в атоме, молекуле или др. квантовой системе. В общем случае квантовохим. термин О. используется для любой ф ции, зависящей от переменных х, у, z одного… … Химическая энциклопедия

Источник