Kas yra degeneruotos orbitos?

The degeneruotos orbitos jie visi yra tame pačiame energijos lygyje. Pagal šį apibrėžimą jie turi turėti tą patį pagrindinį kvantinį skaičių n. Taigi 2s ir 2p orbitos yra degeneruotos, nes jos priklauso 2 energijos lygiui. Tačiau yra žinoma, kad jų kampinių ir radialinių bangų funkcijos skiriasi..

Kaip n, elektronai pradeda užimti kitus energijos lygius, pvz., orbitales d ir f. Kiekviena iš šių orbitų turi savo savybes, kurios iš pirmo žvilgsnio stebimos jų kampinėse formose; tai yra sferiniai (-iai), hanteliai (p), trefoil (d) ir globular (f) skaičiai.

Tarp jų yra energijos skirtumas, netgi priklausantis tam pačiam lygiui n.

Pavyzdžiui, viršutiniame paveiksle rodoma energijos schema su orbitomis, kurias užima nesusiję elektronai (nenormalus atvejis). Galima matyti, kad iš visų stabiliausių (mažiausia energija) yra orbitos ns (1s, 2s, ...), tuo tarpu nd labiausiai nestabili (didžiausia energija).

Indeksas

• 1 Izoliuoto atomo degeneracija
  • 1.1 Orbitos p
  • 1.2 Orbitos
  • 1.3 Orbitos
• 2 degeneruotos hibridinės orbitalės
• 3 Nuorodos

Izoliuoto atomo degeneruotos orbitos

Degeneruotos orbitos, turinčios tokią pačią vertę n, jie yra toje pačioje eilutėje energetikos sistemoje. Dėl šios priežasties trys raudonos juostos, simbolizuojančios p orbitą, yra toje pačioje eilutėje; kaip raudonos ir geltonos juostelės.

Vaizdo schema pažeidžia Hundo taisyklę: aukštesnės energijos orbitos yra užpildytos elektronais, prieš tai nesusiejant su apatinėmis energijos orbitomis. Kai elektronų draugas, orbitos praranda energiją ir daro didesnį elektrostatinį atbaidymą ant kitų orbitų nesuporuotų elektronų..

Tačiau daugelyje energijos diagramų tokie poveikiai nelaikomi. Jei taip, ir paklusdami Hundo taisyklei, visiškai nepildydami d orbitalių, būtų matyti, kad jie nustoja būti degeneruoti.

Kaip minėta pirmiau, kiekviena orbita turi savo savybes. Izoliuotas atomas, su jo elektronine konfigūracija, turi elektronus, išdėstytus tiksliu orbitų skaičiumi, leidžiančiu juos laikyti. Tik tie, kurie yra lygūs energijai, gali būti laikomi degeneruotais.

Orbitos p

Trys raudonos spalvos juostos, rodančios vaizdą degeneravusioms p orbitoms, rodo, kad abi_x, p_ir ir p_z Jie turi tą pačią energiją. Kiekviename yra nesusijęs elektronas, kurį apibūdina keturi kvantiniai skaičiai (n, l, ml ir ms), o pirmieji trys apibūdina orbitalius.

Vienintelis skirtumas tarp jų žymimas magnetiniu momentu ml, kuris traukia p_x x ašyje, p_ir y ašyje ir p_z z-ašyje. Visos trys yra vienodos, tačiau skiriasi tik jų erdvinėse orientacijose. Dėl šios priežasties jie visada yra lyginami energijoje, ty degeneruojasi.

Kadangi jie yra tokie patys, atomas, išskirtas iš azoto (su 1s konfigūracija)²2s²2p³) turi išlaikyti degeneraciją trijose orbitose p. Tačiau energijos scenarijus staiga keičiasi, jei molekulėje arba cheminiame junginyje laikomas N atomas.

Kodėl? Nes nors p_x, p_ir ir p_z jie yra lygūs energijai, tai gali skirtis kiekvienoje iš jų, jei jie turi skirtingą cheminę aplinką; tai yra, jei jie yra susiję su skirtingais atomais.

Orbitos

Yra penkios violetinės juostelės, žyminčios d orbitales. Izoliuotoje atomo dalyje, net jei jie turi suporuotus elektronus, šios penkios orbitos laikomos degeneracinėmis. Tačiau, skirtingai nuo p orbitalių, šiuo metu yra ryškus jų kampų skirtumas.

Todėl jų elektronų judėjimo kryptys erdvėje skiriasi nuo vienos orbitos d į kitą. Tai sukelia kristalinio lauko teorija, kad minimalus trikdymas sukelia a energijos paskirstymas iš orbitų; tai yra, penkios violetinės juostelės yra atskirtos, paliekant energijos spragą tarp jų:

Kokios yra viršutinės orbitos ir kurios žemiau? Viršuje esantys simboliai simbolizuojami kaip e_g, ir žemiau t_2g. Atkreipkite dėmesį, kaip iš pradžių buvo suderintos visos violetinės juostelės, ir dabar suformuota dviejų orbitų rinkinys e_g daugiau energijos nei kitas trijų orbitų rinkinys t_2g.

Ši teorija leidžia mums paaiškinti d-d perėjimus, į kuriuos priskiriamos daugybės pereinamųjų metalų junginių (Cr, Mn, Fe ir kt.) Spalvos. Ir kodėl šis elektroninis trikdymas? Į metalo centro ir kitų vadinamų molekulių koordinavimo sąveiką ligandai.

Orbitos

O su orbitomis jie jaučiasi geltonomis juostelėmis, situacija tampa dar sudėtingesnė. Jų erdvinės kryptys labai skiriasi, o jų nuorodų vizualizacija tampa pernelyg sudėtinga.

Tiesą sakant, f orbitos yra laikomos tokiomis vidaus sritimis, kad jos „nemažai“ dalyvauja formuojant obligacijas.

Kai izoliuotas atomas su f orbitomis yra apsuptas kitų atomų, sąveika prasideda ir atsiranda išsiskleidimas (degeneracijos praradimas):

Atminkite, kad dabar geltonos juostelės sudaro tris rinkinius: t_1g, t_2g ir a_1g, ir kurie nebėra degeneruoti.

Degeneruotos hibridinės orbitalės

Pastebėta, kad orbitos gali atsiskleisti ir prarasti degeneraciją. Tačiau, nors tai paaiškina elektroninius perėjimus, tai paaiškina, kaip ir kodėl yra skirtingos molekulinės geometrijos. Čia įvedamos hibridinės orbitos.

Kokios yra jos pagrindinės savybės? Kad jie yra degeneruoti. Taigi jie kyla iš orbitų s, p, d ir f simbolių mišinio, kad atsirastų degeneruotų hibridų.

Pavyzdžiui, trys p orbitos yra sumaišytos su viena s, kad gautumėte keturias sp orbitales³. Visi sp orbitalai³ jie yra degeneruoti, todėl turi tą pačią energiją.

Jei papildomai dvi d orbitos yra sumaišytos su keturiais sp³, gausite šešis sp orbitalius³d².

Ir kaip jie paaiškina molekulinę geometriją? Kadangi jie yra šeši, lygiomis energijomis, jie turi būti simetriškai išdėstyti erdvėje, kad būtų sukurta vienoda cheminė aplinka (pvz., MF junginyje).₆).

Kai tai daroma, susidaro koordinavimo oktaedras, kuris yra lygus oktaedrinei geometrijai aplink centrą (M)..

Tačiau geometrijos tendencijos yra iškreiptos, o tai reiškia, kad netgi hibridinės orbitos nėra visiškai degeneruotos. Todėl išvada, kad degeneruotos orbitos egzistuoja tik izoliuotuose atomuose arba labai simetriškoje aplinkoje.

Nuorodos

1. Chemicool žodynas. (2017). Degeneruotos sąvokos apibrėžimas Gauta iš: chemicool.com
2. SparkNotes LLC. (2018). Atomai ir atominės orbitos. Gauta iš: sparknotes.com
3. Gryna chemija (s.f.). Elektroninė konfigūracija. Susigrąžinta iš: es-puraquimica.weebly.com
4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemija (8-asis red.). Mokymosi mokymas.
5. Moreno R. Esparza. (2009). Koordinavimo chemijos kursai: laukai ir orbitos. [PDF] Gauta iš: depa.fquim.unam.mx
6. Shiver & Atkins. (2008). Neorganinė chemija (Ketvirtasis leidimas). Mc Graw kalnas.