Atomy ve své struktuře zahrnují elektrony pohybující se ve svých energetických hladinách a orbitalech. Každý Orbital je oblast prostoru, ve které je určitá pravděpodobnost detekce elektronu. Orbitaly jsou rozděleny do několika typů, jako jsou S, p, d A f, přičemž každý typ má svou vlastní sadu suborbitálů a svůj počet elektronů. Distribuce elektronů na takových orbitalech je určena pravidly plnění.
Orbitaly s (spherica) jsou nejjednodušší orbitaly a obvykle nejblíže jádru atomu. Vyznačují se kulovitým tvarem. Každý hlavní energetický obal atomu obsahuje jeden Orbital s, který pojme maximálně 2 elektrony. Plnění orbitalů s začíná na nižších energetických úrovních a pokračuje na vyšší, přičemž každý Orbital je naplněn jedním elektronem, než se spaří. Toto uspořádané vyplňování nejstabilnějších orbitalů se nazývá princip vzlet-pokles.
Orbitaly p (planar) jsou složitější orbitaly, které mají protáhlý tvar připomínající fazole. Každý druhý energetický obal atomu může obsahovat tři orbitaly p, což umožňuje pojmout maximálně 6 elektronů. Distribuce elektronů na orbitalech p také probíhá podle principu vzlet-pokles, nejprve se naplní jeden elektron na každém orbitalu a poté začne vyplňovat každý Orbital druhým elektronem.
Orbitaly d (diffuse) jsou ještě složitější orbitaly, které mají tvar dvojitého bobu se dvěma blízkými povrchy. Každý třetí energetický obal atomu obsahuje pět d orbitalů a všechny dohromady pojmou maximálně 10 elektronů. Plnění orbitalů d také probíhá nejprve z jednoho elektronu na každém orbitalu a poté ze dvou elektronů na každém orbitalu.
Orbitaly f (fundamental) jsou nejsložitější orbitaly, které svým tvarem připomínají složité trojité tkaní. Každý čtvrtý energetický obal atomu obsahuje sedm orbitalů f a všechny pojmou maximálně 14 elektronů. Tyto orbitaly jsou však nejprve vyplněny jako poslední a jejich distribuce elektronů se neřídí principem vzlet-pokles. Místo toho se postupně naplňují a upřednostňují plnění orbitalů nižší energie.
Elektrony na orbitalech
Na orbitalu s mohou být maximálně 2 elektrony. Mají tvar koule a nejmenší energii ze všech orbitalů. Rotace elektronů na orbitalu s může být buď "nahoru"nebo " dolů".
Orbitaly p mají tvar bublin a rotace elektronů na nich může být také "nahoru" nebo "dolů". Existují 3 orbitaly p, z nichž každý může mít maximálně 2 elektrony. Na orbitalech p může být celkem 6 elektronů.
Orbitaly d mají složitější tvar a mohou obsahovat až 10 elektronů. Jsou rozděleny do pěti suborbitálů prostřednictvím různé orientace v prostoru. Každý suborbital může obsahovat až 2 elektrony.
Orbitaly f mají nejsložitější strukturu, jejich tvar je koule s dalšími rolemi. Orbitaly f obsahují 14 elektronů. Každý suborbital může obsahovat až 2 elektrony.
Distribuce elektronů
Elektrony umístěné v atomu jsou distribuovány na různých energetických úrovních, které se nazývají orbitaly. Jsou to oblasti prostoru, kde existuje určitá šance najít elektron.
První energetická hladina, označená písmenem s, pojme maximálně 2 elektrony. Orbital s je sféricky symetrická oblast kolem jádra atomu.
Druhá energetická hladina, označená písmenem p, pojme maximálně 6 elektronů. Orbitaly p mají tvar šestilistníku a jsou orientovány v trojrozměrném prostoru podél OS x, y a z.
Třetí energetická úroveň, označená písmenem d, pojme maximálně 10 elektronů. Orbitaly d mají složitější tvar a jsou orientovány podél OS x, y a z.
Čtvrtá energetická hladina, označená písmenem f, pojme maximálně 14 elektronů. Orbitaly f mají ještě složitější tvar a jsou orientovány podél OS x, y a z.
| Orbital | Maximální počet elektronů | Tvar orbitalu |
|---|---|---|
| s | 2 | Kulovitá |
| p | 6 | Šestilistník |
| d | 10 | Vrstvený |
| f | 14 | Náročná |
Distribuce elektronů orbitaly je definována principem plnění, podle kterého elektrony vyplňují orbitaly v pořadí, jak jejich energie stoupá. Tento princip se nazývá princip neměnnosti energie a pomáhá vysvětlit mnoho vlastností látek a chemických reakcí.
Orbitaly typu s
Orbitaly typu S jsou sférické oblasti, kde je elektron s největší pravděpodobností. Přitom každý Orbital typu S obsahuje maximálně dva elektrony s protilehlými zády.
Toto rozložení elektronů zajišťuje stabilitu atomu a jeho prostředí.
Kvantová čísla orbitalu typu S jsou označena symbolem "s". Mají následující vlastnosti:
| Kvantové číslo | Označení | Rozsah hodnot |
|---|---|---|
| Základní kvantové číslo | n | 1, 2, 3, . |
| Magnetické kvantové číslo | m | -l, -l+1, . l-1, l |
| Magnetická projekce rotace elektronu | ms | -1/2, 1/2 |
Orbitaly typu s jsou hlavní pro určení orbitalů jiných typů, jako jsou p, d A f. Princip vyplnění orbitalů stanoví, že orbitaly jsou vyplněny v pořadí, v jakém energie stoupá: orbitaly typu S se nejprve vyplní, poté typu p a tak dále.
Orbitaly typu p
Na každém orbitalu typu p mohou být maximálně 2 elektrony. Mohou mít různé energie, což je indikováno pomocí znamének +1/2 A -1 / 2. Elektrony na orbitaly typu p mají podmíněná označení ml, která označují projekci jejich momentu hybnosti na ose x, y a z.
Orbitaly typu p hrají důležitou roli při vytváření párových a nepárových vazeb mezi atomy. Jejich tvar umožňuje elektronům být blíže k sobě, což přispívá k efektivnější výměně elektronů.
Orbitaly typu D
Tyto orbitaly se skládají z pěti podúrovní-dxy, dxz, dyz, dz 2 a dx 2 -y 2 . Každá z těchto podúrovní může obsahovat až 10 elektronů, každý s určitým spinem.
Orbitaly typu d mají složitý tvar a symetrii, která závisí na hodnotách úhlových a radiálních kvantových čísel konečných kvantových čísel l A m.
Orbitaly typu d hrají klíčovou roli při tvorbě chemických vazeb a umožňují atomům vytvářet komplexy a sloučeniny s jinými prvky.
Například v komplexech přechodných kovů hrají orbitaly typu d důležitou roli při určování jejich vlastností a reakční aktivity.
Orbitaly typu f
Stejně jako ostatní orbitaly jsou orbitaly typu f charakterizovány určitými hodnotami kvantových čísel, jako je hlavní kvantové číslo (n), orbitální kvantové číslo (l), magnetické kvantové číslo (m) a spin (s).
Orbitaly typu f mají tvar složitější než orbitaly typu S, P A D. Mohou obsahovat až 14 elektronů umístěných na různých suborbitálech, jako jsou F subshell, f_x subshell, f_y subshell a f_z subshell.
Orbitaly typu f se vyznačují vysokou radiální energií a složitější geometrií elektronového mraku. Tyto orbitaly přispívají k tvorbě sloučenin, ve kterých elektrony mohou zabírat vzdálenější a vysokoenergetické oblasti atomu.
Distribuce elektronů na orbitalech typu f je určena Pauliho principem parity a gundovým pravidlem. Podle těchto pravidel elektrony vyplňují orbitaly typu f postupně, počínaje nejnižším orbitalem a až po vyplnění všech dostupných orbitalů.
Orbitaly typu f hrají důležitou roli v chemii přechodných kovů a v teorii komplexizace, protože mohou tvořit složité a stabilní struktury s jinými atomy nebo ionty.
Elektronový spin
Když je elektron v atomu, jeho spin může ovlivnit jeho distribuci v elektronových obalech. Je známo, že na každém orbitalu mohou být maximálně dva elektrony s opačným spinem, tedy s opačnými hodnotami momentu hybnosti.
Distribuce elektronů na orbitaly S, p, d A f je spojena s jejich energií a principem plnění. Nejprve se naplní orbitaly s nejnižší energií. Na orbitaly s se umístí až dva elektrony, na orbitaly P až šest, na orbitaly d až deset a na orbitaly F až čtrnáct elektronů.
Rotace elektronu má velký význam v chemii a fyzice. Hraje klíčovou roli při vytváření chemických vazeb a určuje reaktivitu atomů a molekul.
Funkce orbitalů
Kvantová mechanika popisuje elektronické orbitaly pomocí matematických funkcí nazývaných orbitální funkce. Funkce orbitalů jsou pravděpodobnostním modelem distribuce elektronu kolem atomového jádra.
Existují různé typy orbitalů, včetně orbitalů S, p, d A F. Každý typ orbitalu má svůj vlastní jedinečný tvar a orientaci v prostoru.
Orbitaly typu S mají kulový tvar a jsou nejblíže jádru atomu. Orbitaly typu p mají tvar kulového klobouku a mají tři kolmo umístěné orientace (px, py, pz). Orbitaly typu d mají složitější tvar a mají pět orientací (dxy, dyz, dzx, dx^2-y^2, dz^2). Orbitaly typu f mají ještě složitější tvar a mají sedm orientací.
Funkce orbitalů jsou definovány matematickými rovnicemi, které berou v úvahu kvantová čísla elektronu, jako je hlavní kvantové číslo, orbitální kvantové číslo, magnetické kvantové číslo a spinové kvantové číslo. Každá funkce orbitalu popisuje vlnovou funkci elektronu a jeho pravděpodobnost, že se nachází v určitém bodě prostoru.
- Orbitální funkce typu S jsou reprezentovány sférickými harmonikami a jsou označeny jako sx 2, kde x představuje hlavní kvantové číslo.
- Orbitální funkce typu p jsou reprezentovány komplexními harmonickými a jsou označeny jako px 2 , py 2 , pz 2, kde x, y a z odpovídají magnetickým kvantovým číslům.
- Orbitální funkce typu D jsou reprezentovány komplexními harmonickými a jsou označeny jako dxy 2 , dyz 2 , dzx 2 , dx^2-y^2 2 , dz^2 2, kde XY, yz a zx odpovídají magnetickým kvantovým číslům.
- Orbitální funkce typu F jsou reprezentovány komplexními harmonickými a jsou označeny jako fxyz 2 , fyzx 2 , fzxy 2 , fx^2-y^2z 2 , fxyz^2 2 , fyz^2x 2 , fz^2xy 2, kde XYZ, yzx a zxy odpovídají magnetickým kvantovým číslům.
Funkce orbitalů hrají důležitou roli při vysvětlování chemické přitažlivosti a reaktivní aktivity atomů a molekul. Umožňují vědcům předpovídat, které elektrony se ocitnou ve stabilnějším stavu a jaké molekuly se mohou tvořit v důsledku chemických reakcí.