Шта су дегенерисане орбитале?



Тхе дегенериране орбитале они су сви они који су на истом нивоу енергије. Према овој дефиницији, они морају имати исти главни квантни број н. Дакле, 2с и 2п орбитале су дегенерисане, јер припадају енергетском нивоу 2. Међутим, познато је да су њихове функције угаоног и радијалног таласа различите..

Као вредности н, електрони почињу да заузимају друге под-нивое енергије, као што су орбитале д и ф. Свака од ових орбитала има своје карактеристике, које се на први поглед посматрају у њиховим кутним облицима; то су сферне (с), думббелл (п), тролисне (д) и глобуларне (ф) фигуре.

Међу њима постоји енергетска разлика, чак и припадност истом нивоу н.

На пример, горња слика приказује енергетску шему са орбиталима које заузимају неспарени електрони (абнормални случај). Може се видети да је од свих најстабилнијих (најнижа енергија) орбитални нс (1с, 2с, ...), док је нф најнестабилнији (највиша енергија).

Индек

  • 1 Дегенерација орбитала изолованог атома
    • 1.1 Орбитале стр
    • 1.2 Орбитале
    • 1.3 Орбитале
  • 2 дегенерисане хибридне орбитале
  • 3 Референце

Дегенерација орбитала изолованог атома

Дегенерисане орбитале, са истом вредношћу н, они су у истој линији у енергетској шеми. Из тог разлога три црвене пруге које симболизују п орбитале налазе се у истој линији; као и љубичасте и жуте пруге.

Шема слике крши Хундово правило: орбитале више енергије напуњене су електронима без претходног упаривања са нижим енергетским орбиталима. Када се електрони паре, орбитал губи енергију и врши веће електростатско одбијање на неспарене електроне других орбитала.

Међутим, такви ефекти се не разматрају у многим енергетским дијаграмима. Ако је тако, и поштујући Хундово правило без потпуног попуњавања д орбитала, могло би се видети да они престају да буду дегенерисани.

Као што је горе наведено, свака орбита има своје карактеристике. Изоловани атом, са својом електронском конфигурацијом, има своје електроне поредане у тачном броју орбитала које им омогућавају да буду смештене. Само они који су једнаки у енергији могу се сматрати дегенерисаним.

Орбиталс п

Три црвене пруге за дегенерисане п орбитале на слици указују да су обек, пи анд пз Они имају исту енергију. У сваком је неспарени електрон, описан са четири квантна броја (н, л, мл и мс), док прва три описују орбитале.

Једина разлика између њих је означена магнетним моментом мл, која црта путању пк на к оси, стри на и оси, и стрз на з-оси. Сва три су једнака, али се разликују само по својим просторним оријентацијама. Из тог разлога они су увек привучени енергијом, то јест, дегенерисани.

Пошто су исти, атом изолован из азота (са 1с конфигурацијом)22с22п3) мора одржавати дегенерисане три орбитале стр. Међутим, енергетски сценарио се нагло мења ако се посматра Н атом у молекулу или хемијском једињењу.

Зашто? Јер иако пк, пи анд пз они су једнаки у енергији, то може варирати у свакој од њих ако имају различита хемијска окружења; то јест, ако су повезани са различитим атомима.

Орбиталс

Постоји пет љубичастих пруга које означавају д орбитале. У изолованом атому, чак и ако имају упарене електроне, ових пет орбитала се сматрају дегенерисаним. Међутим, за разлику од п орбитала, овај пут постоји изражена разлика у њиховим угаоним облицима.

Због тога, њихови електрони путују правцима у простору који варирају од једне до друге орбите. То узрокује, према теорија кристалног поља, да минимални поремећај узрокује а енергетска подела орбитала; то јест, пет љубичастих трака се раздвајају остављајући енергетски јаз између њих:

Које су горе наведене орбитале, а које испод? Они на врху су симболизовани као ег, и оне испод т2г. Обратите пажњу на то како су у почетку све љубичасте пруге биле поравнате, и сада је формиран сет од две орбитале ег више енергије него други сет од три орбитале т2г.

Ова теорија нам омогућава да објаснимо д-д прелазе, на које се приписују многе боје у спојевима прелазних метала (Цр, Мн, Фе, итд.). И зашто је овај електронски поремећај? На координационе интеракције металног центра са другим молекулима лиганди.

Орбиталс

И са орбиталима, они осећају жуте пруге, ситуација постаје још компликованија. Њихови просторни правци се доста разликују између њих, а визуализација њихових веза постаје сувише сложена.

У ствари, ф-орбитале се сматра тако интерним да не "уцествују знацајно" у формирању веза.

Када је изоловани атом са ф орбиталама окружен другим атомима, интеракције почињу и одвија се раст (губитак дегенерације):

Запазите да сада жуте пруге формирају три скупа: т1г, т2г и а1г, и које више нису дегенерисане.

Дегенерирај хибридне орбитале

Видљиво је да се орбитале могу развити и изгубити дегенерацију. Међутим, иако ово објашњава електронске транзиције, она блиједи у појашњењу како и зашто постоје различите геометрије молекула. Овде улазе хибридне орбитале.

Које су његове главне карактеристике? Да су дегенерисане. Према томе, они настају из мешавине карактера орбитала с, п, д и ф, да би настали дегенерисани хибриди.

На пример, три п орбитале су помешане са једном с да би се добиле четири сп орбитале3. Све сп орбитале3 они су дегенерисани и стога имају исту енергију.

Ако су додатно две д орбитале помешане са четири сп3, добићете шест сп орбитала3д2.

И како објашњавају молекуларну геометрију? Пошто су шест, са једнаким енергијама, морају бити симетрично оријентисане у простору да би генерисале једнака хемијска окружења (на пример, у МФ једињењу).6).

Када то учине, формира се октаедрон координације, који је једнак октаедарној геометрији око центра (М).

Међутим, геометрије имају тенденцију да имају дисторзије, што значи да чак ни хибридне орбитале нису потпуно дегенерисане. Стога, као закључак, дегенерисане орбитале постоје само у изолованим атомима или високо симетричним срединама.

Референце

  1. Цхемицоол Дицтионари. (2017). Дефиниција Дегенерате Преузето са: цхемицоол.цом
  2. СпаркНотес ЛЛЦ. (2018). Атоми и атомске орбитале. Преузето са: спаркнотес.цом
  3. Пуре Цхемистри (с.ф.). Електронска конфигурација. Опорављено од: ес-пуракуимица.веебли.цом
  4. Вхиттен, Давис, Пецк & Станлеи. (2008). Цхемистри (8. изд.). ЦЕНГАГЕ Леарнинг.
  5. Морено Р. Еспарза. (2009). Курс координације хемије: Поља и орбитале. [ПДФ] Преузето са: депа.фкуим.унам.мк
  6. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија (Четврто издање). Мц Грав Хилл.