A kémiában és a fizikában az atompályák egy hullámfüggvénynek nevezett függvény, amely egy atommag vagy atommagrendszer közelében legfeljebb két elektronra jellemző tulajdonságokat írja le, mint egy molekulánál. A pályát gyakran háromdimenziós tartományként ábrázolják, amelyen belül 95 százalék az esély az elektron megtalálására.
Orbitálok és pályák
Amikor egy bolygó a Nap körül mozog, egy pályának nevezett utat követ. Hasonlóképpen egy atomot az atommag körüli pályákon keringő elektronokként ábrázolhatunk. Valójában a dolgok eltérőek, és az elektronok a térnek az atompályáknak nevezett régióiban vannak. A kémia megelégszik az atom egyszerűsített modelljével, hogy kiszámítsa a Schrödinger-hullámegyenletet, és ennek megfelelően meghatározza az elektron lehetséges állapotait.
A pályák és a pályák hasonlónak hangzanak, de teljesen más jelentéssel bírnak. Rendkívül fontos megérteni a köztük lévő különbséget.
Lehetetlen a pályák megjelenítése
Valami pályájának megrajzolásához pontosan tudnod kell, hol van az objektumtalálható, és meg tudja határozni, hol lesz egy pillanat alatt. Ez lehetetlen egy elektron számára.
A Heisenberg-féle bizonytalansági elv szerint nem lehet pontosan tudni, hol van egy részecske pillanatnyilag és hol lesz később. (Valójában az elv azt mondja, hogy lehetetlen egyszerre és abszolút pontossággal meghatározni a lendületét és a lendületét).
Ezért lehetetlen az elektron pályáját felépíteni az atommag körül. Ez nagy probléma? Nem. Ha valami nem lehetséges, akkor azt el kell fogadni, és meg kell találni a megoldást.
Hidrogénelektron – 1s-pálya
Tegyük fel, hogy van egy hidrogénatom, és egy adott időpontban egy elektron helyzetét grafikusan lenyomatjuk. Röviddel ezután az eljárás megismétlődik, és a megfigyelő azt tapasztalja, hogy a részecske új helyzetben van. Hogy hogyan került az első helyről a másodikra, nem ismert.
Ha így folytatja, fokozatosan egyfajta 3D-s térképet hoz létre arról, hogy a részecske valószínűleg hol található.
A hidrogénatom esetében az elektron bárhol lehet az atommagot körülvevő gömbtéren belül. A diagram ennek a gömb alakú térnek a keresztmetszetét mutatja.
Az esetek 95%-ában (vagy bármely más százalékban, mivel csak az univerzum mérete nyújthat száz százalékos bizonyosságot) az elektron a tér egy meglehetősen könnyen körülhatárolható tartományában lesz, elég közel az atommaghoz. Az ilyen régiót orbitálisnak nevezzük. Az atomi pályák azoka tér azon régiói, ahol elektron létezik.
Mit csinál ott? Nem tudjuk, nem tudhatjuk, ezért egyszerűen figyelmen kívül hagyjuk ezt a problémát! Csak azt mondhatjuk, hogy ha egy elektron egy adott pályán van, akkor bizonyos energiája lesz.
Minden pályának van neve.
A hidrogénelektron által elfogl alt teret 1s-pályának nevezzük. Az egység itt azt jelenti, hogy a részecske az atommaghoz legközelebbi energiaszinten van. S a pálya alakjáról beszél. Az S-pályák gömbszimmetrikusak az atommag körül – legalábbis olyan, mint egy meglehetősen sűrű anyagú üreges golyó, amelynek középpontjában mag található.
2s
A következő pálya 2s. Hasonló az 1s-hez, kivéve, hogy az elektron legvalószínűbb helye távolabb van az atommagtól. Ez a második energiaszint pályája.
Ha alaposan megnézi, észre fogja venni, hogy az atommaghoz közelebb van egy másik, valamivel nagyobb elektronsűrűségű régió (a "sűrűség" egy másik módja annak, hogy jelezze annak valószínűségét, hogy ez a részecske jelen van egy bizonyos helyen).
2s elektronok (és 3s, 4s stb.) idejük egy részét sokkal közelebb töltik az atom középpontjához, mint azt várnánk. Ennek eredménye az energiájuk enyhe csökkenése az s-pályákon. Minél közelebb kerülnek az elektronok az atommaghoz, annál kisebb lesz az energiájuk.
3s-, 4s-pályák (és így tovább) egyre távolabb kerülnek az atom középpontjától.
P-pályák
Nem minden elektron él s pályán (sőt, nagyon kevés közülük). Az első energiaszinten az egyetlen elérhető hely számukra az 1s, a másodikon a 2s és a 2p hozzáadódik.
Az ilyen típusú orbitálok inkább 2 egyforma léggömb, amelyek magjában kapcsolódnak egymáshoz. A diagram egy 3 dimenziós térrégió keresztmetszetét mutatja. A pálya ismét csak azt a területet mutatja, ahol 95 százalék az esély egyetlen elektron megtalálására.
Ha elképzelünk egy vízszintes síkot, amely úgy halad át az atommagon, hogy a pálya egyik része a sík felett, a másik pedig alatta lesz, akkor nulla a valószínűsége annak, hogy ezen a síkon elektront találunk. Tehát hogyan jut el egy részecske egyik részből a másikba, ha soha nem tud áthaladni az atommag síkján? Ez hullámjellegének köszönhető.
Az s-től eltérően a p-pályának van bizonyos irányultsága.
Bármely energiaszinten három teljesen egyenértékű p-pályája lehet egymásra merőlegesen. Ezeket tetszőlegesen a px, py és pz szimbólumokkal jelöljük. Ezt az egyszerűség kedvéért elfogadjuk – az X, Y vagy Z irányok jelentése folyamatosan változik, mivel az atom véletlenszerűen mozog a térben.
P-pályák a második energiaszinten 2px, 2py és 2pz. Hasonló pályák vannak a következő pályákon is - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz és így tovább.
Minden szintnek van p-pályája, kivéve az elsőt. Magasabb szinteken a "szirmok" megnyúltak, és az elektron legvalószínűbb helye nagyobb távolságra van az atommagtól.
d- és f-pályák
Az s és p pályákon kívül két másik pályakészlet is elérhető a magasabb energiaszintű elektronok számára. A harmadikon lehet öt d-pálya (összetett alakzatokkal és nevekkel), valamint 3s- és 3p-pálya (3px, 3py, 3pz). Összesen 9 van itt.
A negyediken a 4s, 4p és 4d mellett 7 további f-pálya jelenik meg – összesen 16, szintén minden magasabb energiaszinten elérhető.
Elektronok elhelyezése pályákon
Az atom felfogható egy nagyon díszes háznak (mint egy fordított piramis), amelynek a földszintjén egy atommag, a felső emeleteken pedig különböző helyiségek találhatók, amelyeket elektronok foglalnak el:
- csak 1 szoba van az első emeleten (1s);
- a második szobában már 4 (2s, 2px, 2py és 2pz);
- a harmadik emeleten 9 szoba (egy 3-as, három 3p-s és öt 3d-s orbitális) és így tovább.
De a szobák nem túl nagyok. Mindegyik csak 2 elektront tud tartani.
A részecskék atomi pályáinak bemutatásának kényelmes módja a "kvantumsejtek" rajzolása.
Kvantumcellák
NuclearA pályák négyzetekként ábrázolhatók, és a bennük lévő elektronok nyilakként jelennek meg. Gyakran a fel és le nyilak segítségével mutatják meg, hogy ezek a részecskék különböznek egymástól.
Az, hogy egy atomban különböző elektronokra van szükség, a kvantumelmélet következménye. Ha különböző pályán vannak, az rendben van, de ha ugyanazon a pályán vannak, akkor valami finom különbségnek kell lennie közöttük. A kvantumelmélet a részecskéket egy "spin" nevű tulajdonsággal ruházza fel, amelyre a nyilak iránya utal.
A két elektront tartalmazó
1s pálya négyzetként jelenik meg két felfelé és lefelé mutató nyíllal, de még gyorsabban is felírható: 1s2. Azt írja, hogy „egy s kettő”, nem pedig „egy négyzet”. Az ezekben a jelölésekben szereplő számokat nem szabad összetéveszteni. Az első az energiaszint, a második pedig a részecskék száma pályánként.
Hibridizáció
A kémiában a hibridizáció az atompályák új hibrid pályákká való keverésének koncepciója, amelyek képesek elektronokat párosítani kémiai kötések kialakítására. Az Sp hibridizáció megmagyarázza az olyan vegyületek kémiai kötéseit, mint az alkinek. Ebben a modellben a 2s és 2p szénatomos pályák keverednek, és két sp pályát alkotnak. Az acetilén C2H2 két szénatom sp-sp összefonódásából áll, egy σ-kötés és két további π-kötés kialakításával.
A telített szénhidrogénekben lévő szén atomi pályái rendelkeznekazonos hibrid sp3-pályák súlyzó alakúak, amelyek egyik része sokkal nagyobb, mint a másik.
Sp2-hibridizáció hasonló az előzőekhez, és egy s és két p-pálya keverésével jön létre. Például egy etilén molekulában három sp2- és egy p-pálya képződik.
Atompályák: töltési elv
A kémiai elemek periódusos rendszerében az egyik atomról a másikra való átmeneteket elképzelve megállapítható a következő atom elektronszerkezete, ha egy további részecskét a következő elérhető pályára helyezünk.
Az elektronok a magasabb energiaszintek kitöltése előtt elfoglalják az atommaghoz közelebb eső alacsonyabbakat. Ahol van választási lehetőség, ott egyenként töltik ki a pályákat.
Ez a kitöltési sorrend Hund-szabályként ismert. Csak akkor alkalmazható, ha az atompályák energiája egyenlő, és segít minimalizálni az elektronok közötti taszítást, stabilabbá téve az atomot.
Ne feledje, hogy az s-pályának mindig valamivel kevesebb energiája van, mint a p pályának ugyanazon az energiaszinten, tehát az előbbi mindig az utóbbi előtt töltődik fel.
Ami igazán furcsa, az a 3D pályák helyzete. Ezek magasabb szinten vannak, mint a 4s, így először a 4s pályák töltődnek fel, majd az összes 3d és 4p pálya.
Ugyanez a zűrzavar magasabb szinteken is előfordul, több szövés között. Ezért például a 4f atompályák nem töltődnek be addig, amíg az összes helyet meg nem töltik a6s.
A kitöltési sorrend ismerete központi szerepet játszik az elektronikus struktúrák leírásának megértésében.
