الأوربيتالات في الكيمياء

عندما يتحرك كوكب حول الشمس ، يمكنك رسم مسار محدد له يسمى المدار. تبدو النظرة البسيطة للذرة متشابهة وقد تكون قد صورت الإلكترونات على أنها تدور حول النواة . الحقيقة مختلفة ، والإلكترونات في الواقع تسكن مناطق الفضاء المعروفة باسم المدارات.
تبدو المدارات متشابهة ، لكن لها معاني مختلفة تمامًا. من الضروري أن يفهم الفرق بينهما.
لرسم مسار لشيء ما ، تحتاج إلى معرفة مكان الكائن بالضبط وأن تكون قادرًا على تحديد المكان الذي سيكون عليه بالضبط في وقت لاحق. لا يمكنك فعل هذا للإلكترونات.
يقول مبدأ عدم اليقين Heisenberg أنه لا يمكنك أن تعرف على وجه اليقين مكان وجود الإلكترون وأين يتجه بعد ذلك. (ما يقوله في الواقع هو أنه من المستحيل تحديد بدقة مطلقة ، في نفس الوقت ، كل من موضع وزخم الإلكترون). هذا يجعل من المستحيل رسم مدار لإلكترون حول النواة . [1]

ما هو الاوربيتال

وتعرف

السحابة الإلكترونية في الذرة

، كما تعرف الاوربيتال هناك أربعة أنواع مختلفة من المدارات ، يُشار إليها بـ s و p و d و f لكل منها شكل مختلف. من بين المدارات الأربعة ، s و p يتم اعتبارها لأن هذه المدارات هي الأكثر شيوعًا في الكيمياء العضوية والبيولوجية. المدار s كروي مع النواة في مركزه ، والمدارات p على شكل دمبل وأربعة من خمسة مدارات d على شكل ورقة البرسيم. المدار الخامس على شكل دمبل ممدود مع كعكة دائرية حول وسطه. يتم تنظيم المدارات في الذرة في طبقات مختلفة أو قذائف إلكترونية.
وفقًا للنموذج الذري الكمي ، يمكن أن تحتوي الذرة على عدد ممكن من المدارات. يمكن تصنيف هذه المدارات على أساس حجمها أو شكلها أو اتجاهها. يعني المدار الأصغر حجمًا أن هناك فرصة أكبر للحصول على إلكترون بالقرب من النواة. دالة الموجة المدارية أو ϕ هي دالة رياضية تستخدم لتمثيل إحداثيات الإلكترون. يمثل مربع دالة الموجة المدارية أو احتمال إيجاد إلكترون.
تساعدنا هذه الدالة الموجية أيضًا في رسم مخططات السطح الحدودي. تساعدنا المخططات السطحية الحدودية للكثافة الاحتمالية الثابتة لمدارات مختلفة على فهم شكل المدارات. [2]
يحتوي المستوى الفرعي s على مدار واحد فقط ، لذلك max. 2 إلكترون يمكن أن يكون موجودا. يحتوي المستوى الفرعي p على 3 مدارات ، لذا كحد أقصى. 6 إلكترونات يمكن أن تكون موجودة. يحتوي المستوى الفرعي d على 5 مدارات ، لذا كحد أقصى. يمكن أن توجد 10 إلكترونات. والمستويات الفرعية الأربعة لها سبعة مدارات ، ويمكنها الاحتفاظ بـ 14 إلكترونًا كحد أقصى.

ما هو الاوربيتال الجزيئي

المدار الجزيئي هو دالة مدارية أو موجية لإلكترون الجزيء. يمكن استخدام الوظيفة لحساب احتمال العثور على إلكترون ضمن مساحة محددة أو للتنبؤ بالخصائص الكيميائية والفيزيائية للجزيء.
قدم روبرت موليكن مصطلح “المداري” في عام 1932 لوصف دالة موجة مدارية أحادية

الإلكترون

.
يمكن أن ترتبط الإلكترونات الموجودة حول الجزيء بأكثر من ذرة واحدة ، وغالبًا ما يتم التعبير عنها كمجموعة من المدارات الذرية. يمكن أن تتفاعل المدارات الذرية داخل الجزيء إذا كان لديها تناظرات متوافقة. عدد المدارات الجزيئية يساوي عدد المدارات الذرية مجتمعة لتكوين جزيء. [3]

توزيع المستويات الفرعية

طاقة الإلكترونات في المدارات الذرية

البنية المركزية للذرة هي النواة التي تحتوي على

البروتونات

والنيوترونات. هذه النواة محاطة بالإلكترونات. على الرغم من أن جميع هذه الإلكترونات لها نفس الشحنة ونفس الكتلة ، إلا أن لكل إلكترون في الذرة كمية مختلفة من الطاقة. تم العثور على

الإلكترونات

ذات أقل طاقة بالقرب من النواة ، حيث تكون القوة الجاذبة للنواة موجبة الشحنة هي الأكبر. تم العثور على الإلكترونات التي لديها طاقة أعلى في أماكن أبعد.

تكميم الطاقة

عندما تزداد طاقة الذرة على سبيل المثال ، عندما يتم تسخين مادة ما ، تزداد أيضًا طاقة الإلكترونات داخل الذرة أي أن الإلكترونات تثار . لكي يعود الإلكترون المثير إلى طاقته الأصلية ، أو حالته الأرضية ، يحتاج إلى إطلاق الطاقة. إحدى الطرق التي يمكن للإلكترون من خلالها إطلاق الطاقة هي بعث الضوء. يصدر كل عنصر ضوءًا بتردد أو لون محدد عند التسخين يتوافق مع طاقة الإثارة الإلكترونية. من المفيد التفكير في هذا مثل الصعود في رحلة من الدرجات. إذا لم ترفع قدمك بشكل كافٍ ، فسوف تصطدم بالدرجة وتعلق على مستوى الأرض. تحتاج إلى رفع قدمك إلى ارتفاع الخطوة للمضي قدمًا. الشيء نفسه ينطبق على الإلكترونات وكمية الطاقة التي يمكن أن تمتلكها. يسمى هذا الفصل للإلكترونات إلى وحدات طاقة بتكميم الطاقة لأن هناك كميات معينة من الطاقة يمكن أن يمتلكها الإلكترون في الذرة. طاقة الضوء المنبعثة عندما ينخفض الإلكترون من مستوى طاقة أعلى إلى مستوى طاقة أقل هي نفس الفرق في الطاقة بين المستويين.

قذائف الإلكترون

سنبدأ بطريقة بسيطة جدًا لإظهار ترتيب الإلكترونات حول الذرة. هنا ، يتم ترتيب الإلكترونات في مستويات طاقة ، أو قذائف ، حول نواة الذرة. الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الأول او المستوى الطاقة 1 هي الأقرب إلى النواة وسيكون لها أدنى طاقة. سيكون للإلكترونات البعيدة عن النواة طاقة أعلى. يمكن أن تستوعب غلاف إلكترون الذرة 2n2 إلكترون ، حيث n هو مستوى الطاقة. على سبيل المثال ، يمكن أن تستوعب الغلاف الأول 2 × (1) 2 أو 2 إلكترون. الغلاف الثاني يمكن أن يستوعب 2 × (2) 2 أو 8 إلكترونات. [4]

مستويات الطاقة السبعة

يعد مفهوم مستويات الطاقة جزءًا من النموذج الذري الذي يعتمد على التحليل الرياضي للأطياف الذرية. كل إلكترون في الذرة له توقيع للطاقة يتم تحديده من خلال علاقته بالإلكترونات سالبة الشحنة في الذرة والنواة الذرية موجبة الشحنة. يمكن للإلكترون أن يغير مستويات الطاقة ، ولكن فقط بالخطوات أو الكميات ، وليس بالزيادات المستمرة. تزداد طاقة مستوى الطاقة كلما ابتعدت عن النواة. كلما انخفض عدد مستوى الطاقة الأساسي ، كلما اقتربت الإلكترونات من بعضها البعض ومن نواة الذرة. أثناء

التفاعلات الكيميائية

، يكون من الصعب إزالة الإلكترون من مستوى طاقة أقل منه من مستوى أعلى.
قد يحتوي مستوى الطاقة الأساسي على ما يصل إلى 2n2 من الإلكترونات ، حيث يمثل n عدد كل مستوى. يمكن أن يحتوي مستوى الطاقة الأول على 2 (1) 2 أو إلكترونين ؛ يمكن أن تحتوي الثانية على ما يصل إلى 2 (2) 2 أو ثمانية إلكترونات ؛ يمكن أن يحتوي الثالث على ما يصل إلى 2 (3) 2 أو 18 إلكترونًا ، وهكذا.
يحتوي مستوى الطاقة الرئيسي الأول على مستوى فرعي واحد يحتوي على مدار واحد يسمى المدار s. يمكن أن يحتوي المدار s على إلكترونين كحد أقصى.
يحتوي مستوى الطاقة الرئيسي التالي على مدار مداري s وثلاثة مدارات p. يمكن لمجموعة المدارات p الثلاثة استيعاب ما يصل إلى ستة إلكترونات. وبالتالي ، يمكن لمستوى الطاقة الرئيسي الثاني أن يحمل ما يصل إلى ثمانية إلكترونات ، اثنان في المدار s وستة في المدار p.
يحتوي مستوى الطاقة الرئيسي الثالث على مدار واحد s ، وثلاثة مدارات p ، وخمسة مدارات d ، والتي يمكن لكل منها استيعاب ما يصل إلى 10 إلكترونات. هذا يسمح بحد أقصى 18 إلكترونًا.
يحتوي المستوى الرابع والأعلى على مستوى فرعي f بالإضافة إلى المدارات s و p و d. يحتوي المستوى الفرعي f على سبعة مدارات f ، والتي يمكن لكل منها استيعاب ما يصل إلى 14 إلكترونًا. إجمالي عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الرئيسي الرابع هو 32.