Atomic orbital - Atomic orbital


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As formas dos cinco primeiros orbitais são: 1S, 2S, 2p x , 2p y , e 2p z . As duas cores mostram a fase ou sinal da função de onda em cada região. Estes são gráficos de ψ ( x ,  y ,  z ) funções que dependem das coordenadas de um electrão. Para ver a forma alongada de ψ ( x ,  y ,  z ) 2 funções que apresentam densidade de probabilidade mais directamente, ver os gráficos das orbitais d abaixo.

Em atómicas teoria e mecânica quântica , uma orbital atómica é uma função matemática que descreva o comportamento de onda de qualquer um de electrões ou um par de electrões num átomo . Esta função pode ser usada para calcular a probabilidade de encontrar qualquer um electrão de um átomo em qualquer região específica em torno do núcleo do átomo . O termo atómica orbital pode também referir a região física ou espaço onde o electrão pode ser calculada para estar presente, tal como definido pela forma matemática particular da orbital.

Cada orbital em um átomo é caracterizado por um único conjunto de valores dos três números quânticos n , , e m , os quais correspondem, respectivamente, ao do de electrões de energia , momento angular , e um momento angular componente vector (o número quântico magnético ). Cada um desses orbital pode ser ocupada por um máximo de dois elétrons, cada um com seu próprio número quântico de spin s . Os nomes simples s orbital , p orbital , orbital d e f orbital referem-se a orbitais com momento angular número quântico = 0, 1, 2 e 3 , respectivamente. Estes nomes, em conjunto com o valor de  n , são usados para descrever as configurações de electrões de átomos. Eles são derivados a partir da descrição por espectroscopistas precoces de determinadas séries de metais alcalinos linhas espectroscópicas como s harpa, p rincipal, d iffuse, e f undamental. Orbitais para > 3 continuam em ordem alfabética, omitindo j (g, h, i, k, ...), porque alguns idiomas não distinguem entre as letras "i" e "j".

Orbitais atômicos são os blocos de construção básicos do modelo atômico orbital (alternativamente conhecido como o modelo de nuvem de elétrons ou mecânica ondulatória), um quadro moderno para visualizar o comportamento submicroscópicas de elétrons na matéria. Neste modelo, a nuvem de electrões de um átomo de multi-electrões pode ser visto como sendo construído para cima (em aproximação) numa configuração de electrões que é um produto de mais simples de hidrogénio semelhante orbitais. A repetição periodicidade dos blocos de 2, 6, 10, e 14 elementos dentro de secções da tabela periódica surge naturalmente a partir do número total de electrões que ocupam um conjunto completo de s , p , d e f orbitais atómicas, respectivamente, embora para os valores mais elevados do número quântico n , em particular quando o átomo em causa tem uma carga positiva, as energias de certas sub-conchas tornar-se muito semelhantes e por isso a ordem na qual eles são ditos ser preenchida por electrões (por exemplo, Cr = [Ar] 4 s 1 3 d 5 e Cr 2+ = [Ar] 3 d 4 ) só pode ser racionalizada um tanto arbitrariamente.

Orbitais do electrão em um átomo de hidrogénio a diferentes níveis de energia. A probabilidade de encontrar o elétron é dado pela cor, como mostrado na tecla no canto superior direito.

Propriedades Electron

Com o desenvolvimento de mecânica quântica e resultados experimentais (tais como a difracção de duas fendas de electrões), verificou-se que os electrões que orbitam em torno de um núcleo não pode ser completamente descrito na forma de partículas, mas necessária para ser explicada pela dualidade onda-partícula . Neste sentido, os elétrons têm as seguintes propriedades:

Wave-like propriedades:

  1. Os elétrons não orbitam o núcleo na forma de um planeta orbitando o Sol, mas em vez disso existem como ondas estacionárias . Assim, a menor energia possível um elétron pode tomar é similar à frequência fundamental de uma onda em uma corda. Estados de energia mais elevados são semelhantes aos harmônicos de que a frequência fundamental.
  2. Os electrões nunca estão em uma única localização do ponto, embora a probabilidade de interagir com o electrão em um único ponto pode ser encontrado a partir da função de onda do electrão. A carga do elétron age como ele está espalhada no espaço de uma distribuição contínua, proporcional a qualquer momento para a magnitude quadrada do elétron função de onda .

Partículas-like propriedades:

  1. O número de electrões que orbitam o núcleo só pode ser um número inteiro.
  2. Electrões saltar entre orbitais como partículas. Por exemplo, se um único fotão atinge os electrões, apenas uma única alteração de electrões estados em resposta ao fotões.
  3. Os electrões reter as propriedades da partícula do tipo, tais como: cada estado onda tem a mesma carga eléctrica como partícula de electrões. Cada estado onda tem uma única rotação discreta (girar para cima ou para baixo girar), dependendo da sua sobreposição .

Assim, apesar da analogia popular de planetas girando em torno do Sol, os elétrons não pode ser descrito simplesmente como partículas sólidas. Além disso, orbitais atómicas não se assemelham trajetória elíptica do planeta em átomos comuns. A analogia mais precisa pode ser a de um grande e muitas vezes de forma estranha "atmosfera" (o elétron), distribuídas em torno de um relativamente pequeno planeta (do núcleo atômico). Orbitais atómicas descrever exatamente a forma dessa "atmosfera" somente quando um único elétron está presente em um átomo. Quando mais electrões são adicionados a um único átomo, os electrões adicionais tendem a encher mais uniformemente em um volume de espaço em torno do núcleo de modo que a recolha resultante (por vezes denominado "nuvem de electrões" do átomo) tende para uma zona geralmente esférico de probabilidade descrevendo a localização do elétron, por causa do princípio da incerteza .

definição da mecânica quântica Formal

Orbitais atômicos pode ser definido mais precisamente na educação formal da mecânica quântica idioma. Especificamente, na mecânica quântica, o estado de um átomo, isto é, um autoestado do atómica Hamiltoniano , é aproximada por uma expansão (ver interacção configuração expansão e conjunto de base ) em combinações lineares de produtos anti-simetrizada ( Slater determinantes ) de um- funções de electrões. Os componentes espaciais destas funções one-elétron são chamados orbitais atómicas. (Quando se considera também a sua rotação componente, se fala de orbitais de spin atômicas .) Um estado é realmente uma função das coordenadas de todos os elétrons, de modo que o seu movimento é correlacionada, mas esta é muitas vezes aproximadas por este modelo de partícula independente de produtos de funções de onda de electrões individuais. (A força de dispersão de London , por exemplo, depende das correlações do movimento dos electrões).

Em física atómica , as linhas espectrais atómicas correspondem a transições ( saltos quânticos ) entre estados quânticos de um átomo. Estes estados são rotulados por um conjunto de números quânticos resumidos no símbolo prazo e, geralmente, associados com determinadas configurações de electrões, ou seja, por regimes de ocupação de orbitais atómicos (por exemplo, 1s 2  2s 2  2p 6 para o estado fundamental de néon símbolo -termo : 1 S 0 ).

Esta notação significa que os correspondentes determinantes Slater tem um peso superior clara na interacção configuração expansão. O conceito orbital atómica é, portanto, um conceito fundamental para a visualização do processo de excitação associado com uma dada transição . Por exemplo, pode-se dizer para uma dada transição que corresponde à excitação de um electrão de um órbita ocupado para um dado orbital desocupado. No entanto, é preciso ter em mente que os elétrons são férmions governados pelo princípio de exclusão de Pauli e não podem ser distinguidos dos outros elétrons no átomo. Além disso, às vezes acontece que a expansão interação configuração converge muito lentamente e que não se pode falar sobre a função de onda de um determinante simples em tudo. Este é o caso quando correlação de electrões é grande.

Fundamentalmente, um orbital atómica é uma função de onda de um electrão, embora a maioria dos electrões não existem em átomos de um electrão, e portanto, a vista de um electrão é uma aproximação. Ao pensar sobre orbitais, que muitas vezes são dadas uma visualização orbital fortemente influenciada pela Hartree-Fock aproximação, que é uma forma de reduzir as complexidades da teoria orbital molecular .

Tipos de orbitais

Vistas 3D de alguns hidrogénio semelhante orbitais mostrando densidade de probabilidade e fase ( g orbitais e mais elevado não são mostrados)

Orbitais pode ser o hidrogénio como "-orbitais", que são soluções exatas para a equação de Schrödinger para um "átomo de" hidrogénio semelhante (isto é, um átomo com um electrão). Alternativamente, orbitais referem-se a funções que dependem das coordenadas de um electrão (ou seja, orbitais), mas são utilizados como pontos de partida para aproximar funções de onda que dependem das coordenadas simultâneos de todos os electrões de um átomo ou molécula. Os sistemas de coordenadas escolhidas para orbitais são normalmente coordenadas esféricas ( r , θ, φ) em átomos e cartesianos (x, y, z) em moléculas poliatómicos. A vantagem de coordenadas esféricas (de átomos) é que uma função de onda orbital é um produto de três factores cada dependentes de uma única coordenada: ψ ( r , θ, φ) = R ( r ) Θ (θ) Φ (φ) . Os factores angulares das orbitais Θ (θ) Φ (φ) gerar s, p, D, etc. funciona como combinações reais de harmónicas esféricas Y lm (θ, φ) (onde e m são números quânticos). Há tipicamente três formas matemáticas para as funções radiais  R ( r ) , que pode ser escolhida como um ponto de partida para o cálculo das propriedades dos átomos e moléculas com diversos electrões:

  1. Os orbitais atómicas de hidrogénio-like são derivadas a partir da solução exacta do Schrödinger Equação de um electrão e um núcleo, por um átomo de hidrogénio semelhante . A parte da função que depende da distância r do núcleo tem os nós (nós) radiais e decai como e - (× distância constante) .
  2. O Slater-tipo orbital (STO) é uma forma sem nodos radiais mas decai do núcleo tal como o hidrogénio do tipo orbital.
  3. A forma do tipo gaussiano orbital (Gaussianas) não tem nós radiais e decai como .

Embora orbitais de hidrogénio semelhante ainda são utilizados como ferramentas pedagógicas, o advento dos computadores fez STOs preferível que os átomos e moléculas diatómicas desde combinações de OCP pode substituir os nós em hidrogénio do tipo orbital atómica. Gaussianas são tipicamente usadas em moléculas com três ou mais átomos. Apesar de não ser tão precisos por si mesmos como OCP, combinações de muitos Gaussians pode atingir a precisão de orbitais de hidrogênio-like.

História

O termo "orbital" foi inventado por Robert Mulliken em 1932 como uma abreviação para a função de onda orbital de um electrão . No entanto, a ideia de que os elétrons podem girar em torno de um núcleo compacto com momento angular definitiva foi convincentemente argumentado pelo menos 19 anos antes por Niels Bohr , eo físico japonês Hantaro Nagaoka publicada uma hipótese baseada em órbita por comportamento eletrônico já em 1904. Explicando o comportamento desses elétrons "órbitas" foi uma das forças motrizes por trás do desenvolvimento da mecânica quântica .

Os primeiros modelos

Com JJ Thomson descoberta do elétron em 1897 's, tornou-se claro que os átomos não eram os menores blocos da natureza, mas eram bastante partículas compostas. A estrutura recém-descoberto dentro de átomos tentados muitos a imaginar como partes constituintes do átomo podem interagir uns com os outros. Thomson teorizou que elétrons múltiplos girava em anéis órbita semelhante dentro de uma substância gelatinosa carregada positivamente, e entre a descoberta do elétron e 1909, este " modelo pudim de ameixa ", foi a explicação mais aceita da estrutura atômica.

Pouco depois da descoberta de Thomson, Hantaro Nagaoka previu um modelo diferente para a estrutura eletrônica. Ao contrário do modelo pudim ameixa, a carga positiva no "saturnina Modelo" de Nagaoka foi concentrada em um núcleo central, que puxa os electrões em órbitas circulares reminiscentes dos anéis de Saturn. Poucas pessoas tomaram conhecimento do trabalho de Nagaoka na época, e ele próprio Nagaoka reconhecido um defeito fundamental na teoria mesmo em sua concepção, ou seja, que um objeto carregado clássica não pode sustentar movimento orbital porque ele está se acelerando e, portanto, perde energia devido à radiação electromagnética. No entanto, o modelo de Saturno acabou por ter mais em comum com a teoria moderna do que qualquer de seus contemporâneos.

átomo de Bohr

Em 1909, Ernest Rutherford descobriu que a maior parte da massa atómica foi fortemente condensado em um núcleo, o qual também foi encontrada para ser carregado positivamente. Tornou-se claro a partir de sua análise em 1911 que o modelo pudim de ameixa não podia explicar a estrutura atômica. Em 1913 como estudante pós-doutoramento de Rutherford, Niels Bohr proposto um novo modelo de átomo, em que o núcleo electrões orbitados com períodos clássicos, mas apenas foram autorizados a ter valores discretos de momento angular, quantificado em unidades h / 2π . Esta restrição permitida automaticamente apenas certos valores de energias de elétrons. O modelo de Bohr do átomo fixa o problema de perda de energia de radiação a partir de um estado fundamental (declarando que não havia estado abaixo deste), e mais importante ainda explicada a origem de linhas espectrais.

O modelo de Rutherford-Bohr do átomo de hidrogénio.

Após o uso de de Bohr Einstein explicação 's do efeito fotoeléctrico para relacionar os níveis de energia em átomos com o comprimento de onda da luz emitida, a ligação entre a estrutura de electrões em átomos e a emissão e absorção espectros de átomos tornou-se uma ferramenta cada vez mais úteis para a compreensão de electrões em átomos. A característica mais proeminente dos espectros de emissão e absorção (conhecido experimentalmente desde meados do século 19), era que esses espectros atômicos continha linhas discretas. A significância do modelo foi Bohr que ele relacionado as linhas em espectros de emissão e absorção para as diferenças de energia entre as órbitas que os electrões pode demorar cerca de um átomo. Este foi, no entanto, não alcançado por Bohr através de dar os elétrons algum tipo de propriedades wave-like, uma vez que a ideia de que os elétrons podem se comportar como ondas de matéria não foi sugerido até onze anos mais tarde. Ainda assim, o uso do modelo de Bohr do momento angular quantizado e os níveis de energia, portanto, quantizados foi um passo significativo para a compreensão dos elétrons em átomos, e também um passo significativo para o desenvolvimento da mecânica quântica em sugerir que as restrições quantizados deve levar em conta todos os níveis de energia descontínuos e espectros em átomos.

Com de Broglie sugestão 's da existência de ondas de matéria de elétrons em 1924, e por um curto período de tempo antes da plena 1926 Schrödinger equação tratamento de átomo de hidrogênio semelhante , um 'comprimento de onda' Bohr elétron poderia ser vista como uma função do seu momentum , e, portanto, um electrão em órbita Bohr foi visto em órbita num círculo a um múltiplo da sua metade de comprimento de onda (este modelo de Bohr fisicamente incorrecto é ainda muitas vezes ensinado para os alunos que começam). O modelo de Bohr para um curto período de tempo pode ser visto como um modelo clássico, com uma restrição adicional fornecido pelo argumento de 'comprimento de onda'. No entanto, este período foi imediatamente substituído pelos completos mecânica tridimensionais onda de 1926. Em nossa compreensão atual da física, o modelo de Bohr é chamado um modelo semi-clássico por causa de sua quantização do momento angular, não principalmente por causa de sua relação com comprimento de onda de electrões, que apareceu em retrospectiva de uma dúzia de anos após o modelo de Bohr foi proposto.

O modelo de Bohr foi capaz de explicar a emissão e absorção espectros de hidrogênio . As energias de electrões na n = 1, 2, 3, etc. estados no modelo de Bohr correspondem às da corrente física. No entanto, este não explicar semelhanças entre diferentes átomos, como está expresso pela tabela periódica, tais como o facto de hélio (dois electrões), néon (10 electrões), e árgon (18 electrões) apresentar inércia química semelhante. Modern mecânica quântica explica isso em termos de camadas eletrônicas e subshells que pode cada um mantenha um número de elétrons determinadas pelo princípio de exclusão de Pauli . Assim, o n estado = 1 pode conter um ou dois electrões, enquanto o n Estado = 2 pode conter até oito electrões em 2s e 2p subcamadas. Em hélio, todos os n = 1 estados são totalmente ocupado; o mesmo para n = 1 e n = 2 em néon. Em argônio os 3s e 3p subshells são igualmente totalmente ocupada por oito elétrons; mecânica quântica também permite que uma subcamada 3d mas esta é a energia mais elevada do que os 3s e 3p em árgon (contrariamente à situação no átomo de hidrogénio) e permanece vazio.

concepções modernas e ligações ao princípio da incerteza de Heisenberg

Imediatamente após Heisenberg descobriu o seu princípio da incerteza , Bohr observou que a existência de qualquer tipo de pacote de ondas implica incerteza na frequência de onda e comprimento de onda, desde um spread de freqüências é necessário para criar o próprio pacote. Em mecânica quântica, onde todos os momentos de partículas estão associados com as ondas, que é a formação de um pacote tal que se localize onda a onda, e, portanto, a partícula, no espaço. Nos estados onde uma partícula mecânica quântica é ligado, deve ser localizada como um pacote de ondas, e a existência do pacote e o seu tamanho mínimo implica uma propagação e o valor mínimo no comprimento de onda de partícula, e assim também de movimento e energia. Em mecânica quântica, como uma partícula está localizada a uma região mais pequena no espaço, o pacote de ondas comprimido associado requer uma gama cada vez maior de momentos, e, assim, maior a energia cinética. Assim, a energia de ligação para conter ou armadilha uma partícula em uma região de menor espaço aumenta sem limite, como a região de espaço se torna menor. Partículas não pode ser restrita a um ponto geométrica no espaço, já que isso exigiria um impulso de partículas infinito.

Em química, Schrodinger , Pauling , Mulliken e outros notar-se que a consequência da relação de Heisenberg era que o electrão, como um pacote de ondas, pode não ser considerado como tendo uma localização exacta na sua orbital. Max Born sugeriu que a posição do de electrões necessário para ser descrita por uma distribuição de probabilidade que foi ligado com a descoberta do electrão em algum momento da função de onda que descreve o seu pacote de onda associada. Os novos mecânica quântica não deu resultados exatos, mas apenas as probabilidades para a ocorrência de uma variedade de possíveis tais resultados. Heisenberg considerou que o caminho de uma partícula em movimento não tem sentido se não podemos observá-lo, já que não pode com elétrons em um átomo.

Na imagem do quantum de Heisenberg, Schrödinger e outros, o número do átomo de Bohr  n para cada orbital tornou-se conhecido como um n-esfera em um átomo tridimensional e foi descrita como a energia média da nuvem probabilidade de pacote de ondas do electrão que rodearam o átomo.

nomes orbitais

notação orbital

Orbitais foram nomes dados, que normalmente são dadas no formulário:

onde X é o nível de energia correspondente ao número quântico principal n ; tipo é uma letra minúscula que denota a forma ou subcamada da orbital, correspondente ao angular número quântico   ; e y é o número de electrões em que orbital.

Por exemplo, os 1s orbitais 2 (pronunciado como os números individuais e letras: "uma ess dois") tem dois electrões e é o nível de energia mais baixa ( n = 1 ) e tem um número quântico angular de = 0 , denotado como s .

notação de raios-X

Há também um outro sistema, menos comum ainda usado na ciência de raios-X conhecido como notação de raios-X , que é uma continuação das notações usadas antes da teoria orbital foi bem compreendida. Neste sistema, o número quântico principal é dada uma carta a ela associados. Para n = 1, 2, 3, 4, 5, ... , as letras associadas com esses números são K, L, M, N, O, ..., respectivamente.

orbitais de hidrogénio semelhante

As mais simples orbitais são aqueles que são calculados para sistemas com um único electrão, tal como o átomo de hidrogénio . Um átomo de qualquer outro elemento ionizado para baixo para um único electrão é muito semelhante ao de hidrogénio, e os orbitais ter a mesma forma. Na equação de Schrödinger para esse sistema de uma negativa e uma partícula positivo, os orbitais atômicos são os eigenstates do operador Hamiltoniano para a energia. Eles podem ser obtidos analiticamente, o que significa que as orbitais resultantes são produtos de uma série polinomial, e funções exponenciais e trigonométricas. (ver átomo de hidrogénio ).

Para átomos com dois ou mais electrões, as equações que governam só pode ser resolvido com a utilização de métodos de aproximação iterativo. Orbitais de átomos de multi-electrões são qualitativamente semelhantes às de hidrogénio, e nos modelos mais simples, eles são levados a ter a mesma forma. Para uma análise mais rigorosa e precisa, deve ser utilizado aproximações numéricas.

Uma dada (hidrogénio-like) atómica orbital é identificado por valores únicos de três números quânticos: n , , e m . As regras que limitam os valores dos números quânticos e as energias (ver abaixo), explicar a configuração de electrões dos átomos e a tabela periódica .

Os estados estacionários ( estados quânticos ) dos átomos de hidrogénio do tipo são as suas orbitais. No entanto, em geral, o comportamento de um electrão não é totalmente descrita por uma única orbital. Estados de elétrons são melhor representados por "misturas"-dependendo de tempo ( combinações lineares ) de várias orbitais. Ver combinação linear de orbitais método orbital molecular .

O número quântico n apareceram primeiro no modelo de Bohr onde se determina o raio de cada órbita circular de electrões. Em modernas mecânica quântica no entanto, n determina a distância média do electrão a partir do núcleo; todos os electrões com o mesmo valor de n se encontram no mesmo distância média. Por esta razão, orbitais com o mesmo valor de n é dito que compreendem um " shell ". Orbitais com o mesmo valor de n e também o mesmo valor de  são ainda mais estreitamente relacionadas, e diz-se que compreendem um " subcamada ".

Números quânticos

Devido à natureza mecânica quântica dos electrões em torno de um núcleo, orbitais podem ser definidas de forma única por um conjunto de inteiros conhecidos como números quânticos. Estes números quânticos ocorrem apenas em determinadas combinações de valores, e sua interpretação física muda dependendo se as versões reais ou complexos dos orbitais atômicos são empregadas.

orbitais complexos

Na física, as descrições orbitais mais comuns baseiam-se nas soluções para o átomo de hidrogénio, onde orbitais são dadas pelo produto entre uma função radial e uma harmónica pura esférica. Os números quânticos, juntamente com as normas que regem os seus valores possíveis, são as seguintes:

O número quântico principal n descreve a energia do electrão e é sempre um número inteiro positivo . Na verdade, pode ser qualquer inteiro positivo, mas por razões discutidas abaixo, grandes números são raramente encontrados. Cada átomo tem, em geral, muitas orbitais associadas com cada valor de n ; estes orbitais juntos às vezes são chamados conchas de elétrons .

O número quântico secundário descreve o momento angular orbital de cada electrões e é um número inteiro não negativo. Dentro de um invólucro onde n é um número inteiro N 0 , gamas entre todos os valores (inteiros) que satisfazem a relação . Por exemplo, o n = 1  concha tem apenas orbitais com , e a n = 2  concha tem apenas orbitais com , e . O conjunto de orbitais associados com um determinado valor de  às vezes são chamados coletivamente um subnível .

O número quântico magnético , , descreve o momento magnético de um electrão em uma direcção arbitrária, e é também sempre um número inteiro. Dentro de uma subcamada onde é algum número inteiro , varia, assim,: .

Os resultados acima pode ser resumidos na tabela a seguir. Cada célula representa um subnível, e lista os valores de disponível no subnível. As células vazias representam subshells que não existem.

= 0 = 1 = 2 = 3 = 4 ...
n = 1
n = 2 0 -1, 0, 1
n = 3 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2
n = 4 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
n = 5 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
... ... ... ... ... ... ...

Subshells geralmente são identificados por suas - e -Valores. é representado pelo seu valor numérico, mas é representado por uma letra como se segue: 0 é representada por 's', por um 'p', por 2 'd', 3 por 'F', e 4 por 'g'. Por exemplo, pode-se falar da subshell com e como um 'subshell 2s'.

Cada electrões, também tem um número quântico de spin , s , que descreve a rotação de cada electrão (girar para cima ou para girar para baixo). O número s pode ser + 1 / 2 ou - 1 / 2 .

O princípio de exclusão de Pauli afirma que há dois elétrons em um átomo pode ter os mesmos valores de todos os quatro números quânticos. Se houver dois electrões num orbital com valores dados para três números quânticos, (n, l, m), estes dois electrões devem diferir na sua rotação.

As convenções acima implicam um eixo preferida (por exemplo, o z direcção em coordenadas cartesianas), e que também implica uma direcção preferencial ao longo deste eixo preferida. Caso contrário, não haveria qualquer sentido em distinguir m = 1 a partir de m = -1 . Como tal, o modelo é mais útil quando aplicada a sistemas físicos que compartilham essas simetrias. A experiência de Stern-Gerlach - em que um átomo é exposto a um campo magnético - fornece um tal exemplo.

orbitais reais

Animação de variação contínua sobreposições entre o e os orbitais.

Um átomo que é incorporado na forma de um sólido cristalino sente múltiplos eixos preferido, mas muitas vezes não direcção preferida. Em vez de construir orbitais atómicas para fora do produto de funções radiais e um único harmónica esférica , combinações lineares de harmónicas esféricas são normalmente utilizados, concebido de modo que a parte imaginária das harmónicas esféricas anular. Estes orbitais reais são os blocos de construção mais comumente apresentados na visualização orbitais.

Nos orbitais reais de hidrogénio, como, por exemplo, n e têm o mesmo significado e interpretação como os seus homólogos complexos, mas m não é um bom número quântico (embora o seu valor absoluto). Os orbitais são dados novos nomes com base em sua forma com relação a uma base cartesiana padronizado. Os orbitais p-hidrogénio como reais são dadas pela seguinte

em que p 0 = R n  1 Y 1 0 , p 1 = R n  1 Y 1 1 , e p -1 = R n  1 Y 1 -1 , são os orbitais complexos correspondentes a = 1 .

As equações para os p x e p y orbitais dependem da convenção de fase utilizado para as harmónicas esféricas. As equações acima supor que as harmónicas esféricas são definidos por . No entanto, alguns físicos quânticos incluem um factor de fase (-1) m nestas definições, que tem o efeito de se relacionar o p x orbital a uma diferença de harmónicas esféricas e o p y orbital à correspondente soma . (Para mais detalhes, consulte harmônicos esféricos # Convenções ).

Formas de orbitais

Vista nuvem transparente de um 6s computadorizada ( n = 6, = 0, m = 0) um átomo de hidrogénio orbital. Os orbitais s, apesar de simetria esférica, tenham radialmente colocado de onda nodos para n > 1 . Só é orbitais, invariavelmente, têm um centro anti-nó; os outros tipos nunca o fazem.

Imagens simples que mostram formas orbitais têm a intenção de descrever as formas angulares de regiões no espaço onde os elétrons que ocupam o orbital é provável que sejam encontrados. Os diagramas não pode exibir a região inteira onde um electrão pode ser encontrada, uma vez que de acordo com a mecânica quântica existe uma não-zero probabilidade de encontrar o electrão (quase) qualquer lugar no espaço. Pelo contrário, os diagramas são representações aproximadas de fronteira ou contorno superfícies onde a densidade de probabilidade | ψ ( r , θ, φ) | 2 tem um valor constante, escolhido de modo que há uma certa probabilidade (por exemplo 90%) de encontrar o electrão no interior do contorno. embora | ψ | 2 como o quadrado de um valor absoluto é toda a parte não-negativa, o sinal da função de onda ψ ( r , θ, φ) é muitas vezes indicado em cada sub-região da imagem orbital.

Às vezes, o ψ função será representado graficamente para mostrar suas fases, em vez do | ψ ( r , θ, φ) | 2 que mostra a densidade de probabilidade, mas não tem fases (que foram perdidas no processo de tirar o valor absoluto, uma vez que ψ ( r , θ, φ) é um número complexo). | ψ ( r , θ, φ) | 2 gráficos orbitais tendem a ter menos esféricas lóbulos, mais finos do que ψ ( r , q, & Phi) gráficos, mas tem o mesmo número de lóbulos nos mesmos lugares, e caso contrário, são reconhecíveis. Este artigo, a fim de mostrar as fases função de onda, mostra principalmente ψ ( r , q, & Phi) gráficos.

Os lóbulos pode ser visto como estando onda de interferência padrões entre os dois contra-rotação, de ressonância anel de onda progressiva " m " e " - m " modos, com a projecção do orbital para o plano xy tendo um ressonantes " m " comprimentos de onda à volta da circunferência . Embora raramente representadas as soluções de onda que se desloca pode ser visto como rotativa unida tori, com as bandas que representam informação de fase. Para cada m existem duas soluções onda estacionária m ⟩ + ⟨- m e m ⟩-⟨- m . Para o caso em que m = 0 a orbital é vertical, contra rotativa informação é desconhecida, e o orbital é eixo z simétrica. Para o caso onde = 0 há nenhuma contra-rotação modos. Não são apenas os modos radiais e a forma é simetria esférica. Para qualquer dado n , o menor é, os nós mais radiais existem. Genericamente falando n é energia, é análogo a excentricidade , e m é orientação. No caso clássico, uma onda ressonante itinerante anel, por exemplo, numa linha de transmissão circular, a menos que activamente forçado, espontaneamente decair em uma onda ressonante permanente do anel, porque as reflexões vão acumular-se ao longo do tempo no mesmo a menor imperfeição ou descontinuidade.

De um modo geral, o número n determina o tamanho e a energia da órbita para um dado núcleo: como n aumenta, o tamanho dos aumentos orbitais. Quando comparando elementos diferentes, a maior carga nuclear Z dos elementos mais pesados faz com que as suas orbitais a contrair por comparação com os mais leves, de modo que o tamanho global de todo o átomo permanece muito aproximadamente constante, mesmo quando o número de electrões em elementos mais pesados (mais elevado Z ) aumenta.

Experimentalmente fotografada 1 s e 2 p orbitais núcleo de electrões de Sr, incluindo os efeitos das vibrações térmicas atómicas e alargamento de excitação, recuperados a partir de espectroscopia de raios-x de energia dispersiva (EDX), em microscopia de transmissão electrónica de varrimento (STEM).

Ainda em termos gerais, determina a forma de um orbital, e m sua orientação. No entanto, uma vez que alguns orbitais estão descritos por equações em números complexos , a forma, por vezes, depende m também. Juntos, o conjunto de orbitais para um determinado e n preencher o espaço o mais simetricamente possível, embora com conjuntos cada vez mais complexos de lobos e nós.

O S-orbitais simples ( ) são em forma de esferas. Para n = 1 , é aproximadamente uma bola sólida (que é mais denso no centro e diminui exponencialmente para o exterior), mas para n = 2 ou mais, cada individuais s-orbitais é composta de superfícies esfericamente simétricos que estão aninhados reservatórios (isto é, o "onda-estrutura" é radial, na sequência de um componente radial sinusoidal assim). Veja a ilustração de um corte transversal dessas conchas aninhados, à direita. O S-orbitais para todos os n números são as únicas orbitais com um anti-nó (uma região de alta densidade função de onda) no centro do núcleo. Todos os outros orbitais (P, d, f, etc.) têm momento angular e, assim, evitar o núcleo (tendo um nó onda no núcleo). Recentemente, tem havido um esforço para experimentalmente imagem os 1 s e 2 p orbitials em um SrTiO 3 cristal, através de microscopia de transmissão electrónica de varrimento com a espectroscopia de raios-x de energia dispersiva. Uma vez que a imagem foi realizada utilizando um feixe de electrões, a interacção de Coulomb feixe-orbital que é frequentemente denominado como o efeito do parâmetro de impacto está incluída no resultado final (ver a figura à direita).

As formas de p, d e f-orbitais estão descritos aqui verbalmente e mostrados graficamente na tabela Orbitals abaixo. Os três orbitais p para n = 2 tem a forma de dois elipsóides com um ponto de tangência no núcleo (a forma de dois lóbulos é por vezes referido como um " haltere " -não são dois lóbulos que apontam em sentidos opostos uma da outra ). Os três orbitais p em cada concha são orientados em ângulos rectos entre si, tal como determinado pela sua respectiva combinação linear dos valores de  m . O resultado global é um lóbulo que aponta ao longo de cada direcção dos eixos primários.

Quatro dos cinco orbitais d para n = 3 semelhante, cada um com quatro lobos em forma de pêra, cada tangente lobo em ângulo reto com dois outros, e os centros de todos os quatro deitado em um avião. Três destes aviões são o XY-, xz-, e YZ-aviões-os lóbulos estão entre os pares de eixos primários e-o quarto tem os centros ao longo do x e y si eixos. O quinto e último orbital d consiste em três regiões de alta densidade de probabilidade: um toro , com duas regiões em forma de pêra colocados simetricamente em seu eixo z. O total global de 18 lóbulos direccionais apontar em cada direcção do eixo principal e entre cada par.

Há sete f-orbitais, cada um com formas mais complexas do que as dos orbitais d.

Além disso, como é o caso com os orbitais s, p indivíduo, d, orbitais de f e g com n valores superiores ao valor mais baixo possível, apresentar uma estrutura de nó radial adicional que é uma reminiscência de ondas harmónicas do mesmo tipo, em comparação com a mais baixa (ou de base) do modo de onda. Tal como acontece com orbitais s, este fenómeno fornece p, d, f, g e orbitais na próxima maior valor possível de n (por exemplo, 3p orbitais comparada a 2p fundamental), um nó adicional em cada lobo. Ainda valores mais elevados de n aumentar ainda mais o número de nós radiais, para cada tipo de orbital.

As formas de orbitais atómicos em um átomo de electrões estão relacionados com 3-dimensionais harmónicas esféricas . Estas formas não são exclusivos, e qualquer combinação linear é válido, como uma transformação para harmônicos cúbicos , na verdade, é possível gerar conjuntos onde toda a d's são a mesma forma, assim como o p x , p y , e p z são a mesma forma.

Os 1S, 2S, & orbitais 2p de um átomo de sódio.

Embora orbitais individuais são mais frequentemente mostrado independentes um do outro, os orbitais coexistir em torno do núcleo, ao mesmo tempo. Além disso, em 1927, Albrecht Unsöld provou que, se um resume a densidade electrónica de todos os orbitais de um determinado número quântico azimutal da mesma concha n (por exemplo, todos os três 2p orbitais, ou todos os cinco orbitais 3d), onde cada orbital é ocupada por um electrões ou cada um deles é ocupada por um par de electrões, em seguida, toda a dependência angular desaparece; isto é, a densidade total resultante de todos os orbitais em que subcamada (aqueles com o mesmo ) é esférica. Isto é conhecido como teorema de não vendidos .

mesa orbitais

Esta tabela mostra todas as configurações orbitais para as funções de onda de hidrogénio semelhante reais até 7s e, portanto, abrange a configuração electrónica simples para todos os elementos da tabela periódica até rádio . "ip" gráficos são mostrados com - e + função de onda fases mostrados em duas cores diferentes (de forma arbitrária vermelho e azul). O p z orbital é o mesmo que o p 0 orbital, mas o p x e p y são formadas por combinações lineares tendo de o p 1 e p -1 orbitais (razão pela qual eles estão listados sob o m = 1 ± etiqueta ). Além disso, o p 1 e p -1 não são a mesma forma como o p 0 , uma vez que eles são puros harmónicas esféricas .

s ( = 0 ) p ( = 1 ) d ( = 2 ) f ( = 3 )
m = 0 m = 0 m = ± 1 m = 0 m = ± 1 m = ± 2 m = 0 m = ± 1 m = ± 2 m = 3 ±
s p z p x p y d z 2 d xz d yz d xy d x 2 -y 2 f z 3 f xz dois f yz dois f xyz f z (x 2 -y 2 ) f x (x 2 -3y 2 ) f y (3x 2 -y 2 )
n = 1 S1M0.png
n = 2 S2M0.png P2M0.png orbital.png px Py orbital.png
n = 3 S3M0.png P3M0.png P3x.png P3y.png D3M0.png DXZ orbital.png Dyz orbital.png dxy orbital.png orbital.png dx2-y2
n = 4 S4M0.png P4M0.png P4x.png P4y.png D4M0.png D4xz.png D4yz2.png D4xy.png D4X2-y2.png F4M0.png Fxz2 orbital.png Fyz2 orbital.png Fxyz orbital.png Fz (X2-Y2) orbital.png Fx (x2-3y2) orbital.png Fy (3x2-Y2) orbital.png
n = 5 S5M0.png P5M0.png P5x.png P5y.png D5M0.png D5xz.png D5yz.png D5xy.png D5x2-y2.png . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
n = 6 S6M0.png P6M0.png P6x.png P6y.png . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
n = 7 S7M0.png . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

entendimento qualitativo de formas

As formas de orbitais pode ser qualitativamente compreendido considerando o caso análogo de ondas estacionárias em um tambor circular . Para ver a analogia, o deslocamento vibracional significativo de cada bit de membrana do tambor a partir do ponto de equilíbrio ao longo de muitos ciclos (uma medida da velocidade de membrana tambor média e o momento em que o ponto) devem ser consideradas em relação à distância que o ponto a partir do centro do tambor cabeça. Se este deslocamento é tomado como sendo análoga à probabilidade de encontrar um electrão a uma determinada distância a partir do núcleo, em seguida, será visto que os diversos modos de vibração os padrões de forma de disco que traçam as várias formas de orbitais. A razão básica para esta correspondência reside no fato de que a distribuição de energia cinética e momento em uma onda de matéria é preditiva de onde a partícula associada com a onda será. Ou seja, a probabilidade de encontrar um elétron em um determinado lugar é também uma função do momento médio do elétron nesse ponto, uma vez elevada de elétrons em uma determinada posição tende a "localizar" o elétron nessa posição, via as propriedades do elétron de onda pacotes (ver o princípio da incerteza de Heisenberg para detalhes do mecanismo).

Esta relação significa que certas características-chave pode ser observada em ambos os modos de membrana de tambor e orbitais. Por exemplo, em todos os modos anogos aos s  orbitais (a linha superior na figura animada abaixo), pode ser visto que o centro da membrana tambor vibra mais fortemente, correspondente ao antinode em todos s  orbitais em um átomo . Este antinode significa o electrão é mais provável que seja a posição física do núcleo (que passa directamente através de dispersão ou sem golpeando), uma vez que está em movimento (em média) mais rapidamente naquele ponto, dando-lhe impulso máxima.

A imagem mental "órbita planetária" mais próximo do comportamento dos elétrons em s  orbitais, os quais não têm nenhum momento angular, pode, talvez, ser o de uma órbita de Kepler com a excentricidade orbital de 1 mas um grande eixo finito, não fisicamente possível (porque partículas estavam a colidir), mas pode ser imaginado como um limite de órbitas com grandes eixos iguais, mas aumentando a excentricidade.

A seguir, um número de modos de vibração da membrana do tambor e as respectivas funções de onda do átomo de hidrogénio são mostrados. A correspondência pode ser considerada onde as funções de onda de uma cabeça de cilindro de vibração são para um sistema de coordenadas de dois ψ ( r , θ) e as funções de onda para uma esfera de vibração são três coordenadas ψ ( r , θ, φ) .

Nenhum dos outros conjuntos de modos em uma membrana de tambor tem uma antinode central, e em todos eles o centro do tambor não se move. Estes correspondem a um nó no núcleo para todos não- s orbitais em um átomo. Estes orbitais todos têm algum momento angular, e no modelo planetário, eles correspondem a partículas em órbita com excentricidade inferior a 1,0, de modo que eles não passam diretamente através do centro do corpo principal, mas manter um pouco longe dele.

Além disso, os modos de tambor análogos aos p e d modos num irregularidade espacial átomo mostra ao longo das diferentes direcções radiais a partir do centro do tambor, ao passo que todos os modos anogos aos s  modos são perfeitamente simétrica na direcção radial. As propriedades não-radial de simetria de não s orbitais são necessárias para localizar uma partícula com um momento angular e natureza onda em um orbital onde deve tender a ficar afastado do centro de força de atracção, uma vez que qualquer partícula localizada no ponto de atração central não poderia ter momento angular. Para estes modos, ondas na cabeça do cilindro tendem a evitar o ponto central. Tais características mais uma vez enfatizar que as formas das orbitais atómicas são uma consequência direta da natureza ondulatória dos elétrons.

energia orbital

Em átomos com um único electrão ( átomos de hidrogénio do tipo ), a energia de um orbital (e, por conseguinte, de quaisquer electrões na orbital) é determinada principalmente pela . A orbital tem a menor energia possível no átomo. Cada valor sucessivamente maior de tem um nível mais elevado de energia, mas a diferença diminui à medida que aumenta. Em alta , o nível de energia se torna tão alta que o elétron pode facilmente escapar do átomo. Em átomos de electrões individuais, com todos os níveis diferentes dentro de um determinado são degenerados na aproximação Schrodinger, e têm a mesma energia. Esta aproximação é quebrado de forma ligeira na solução para a equação de Dirac (onde a energia depende n e um outro número quântico j ), e pelo efeito do campo magnético do núcleo e electrodinâmica quântica efeitos. O último induzir pequenas diferenças de energia de ligação especialmente para s  electrões que vão mais perto do núcleo, uma vez que estes se sentir uma carga nuclear muito ligeiramente diferente, mesmo em átomos de um electrão; veja turno Cordeiro .

Em átomos com vários electrões, a energia de um electrão depende não só das propriedades intrínsecas da sua órbita, mas também nas suas interacções com os outros electrões. Essas interações dependem do detalhe de sua distribuição de probabilidade espacial, e assim os níveis de energia de orbitais dependem não só , mas também sobre . Os maiores valores de são associadas com os valores mais elevados de energia; por exemplo, o estado 2p é maior do que o estado 2s. Quando , o aumento da energia do orbital torna-se tão grande como a empurrar a energia de orbital acima da energia das s-orbital no próximo concha superior; quando a energia é empurrada para o shell dois degraus acima. O preenchimento dos orbitais 3d não ocorre até os orbitais 4s foram preenchidos.

O aumento na energia para subcamadas de aumentar a quantidade de movimento angular em átomos maiores é devido aos efeitos de interacção de electrões-electrões, e está especificamente relacionada com a capacidade de baixa electrões momento angular penetre mais eficazmente para o núcleo, onde elas são sujeitas a menos rastreio da carga dos elétrons intervenientes. Assim, em átomos de número atómico mais elevado, o de electrões torna-se mais e mais de um factor determinante para a sua energia, e o número quântico principal de electrões torna-se cada vez menos importante na sua colocação energia.

A sequência de energia dos primeiros 35 subcamadas (por exemplo, 1s, 2p, 3d, etc.) é dado na tabela a seguir. Cada célula representa uma subcamada com e dada pelos seus índices de linhas e de colunas, respectivamente. O número da célula é a posição da subcamada na sequência. Para um perfil linear das subcamadas em termos de aumento em energias multielectron átomos, ver a secção abaixo.

s p d f g h
1 1
2 2 3
3 4 5 7
4 6 8 10 13
5 9 11 14 17 21
6 12 15 18 22 26 31
7 16 19 23 27 32 37
8 20 24 28 33 38 44
9 25 29 34 39 45 51
10 30 35 40 46 52 59

Nota: células vazias indicam subníveis inexistentes, enquanto os números em itálico indicam subníveis que poderia (potencialmente) existem, mas que não possuem elétrons em qualquer elemento conhecido atualmente.

colocação Electron e da tabela periódica

Electron atômicas e moleculares orbitais. O gráfico de orbitais ( esquerda ) é organizado pelo aumento da energia (ver regra Madelung ). Note-se que as órbitas atómicas são funções de três variáveis (dois ângulos, e a distância  R a partir do núcleo). Estas imagens são fiéis ao componente angular do orbital, mas não totalmente representativa do orbital como um todo.
orbitais atómicas e construção tabela periódica

Várias regras regem a colocação de elétrons em orbitais ( configuração eletrônica ). A primeira determina que não há dois electrões de um átomo pode ter o mesmo conjunto de valores de números quânticos (este é o princípio de exclusão de Pauli ). Estes números quânticos incluem a três, que definem orbitais, bem como s , ou número quântico de spin . Assim, dois electrões pode ocupar uma única orbital, desde que eles têm diferentes valores de  s . No entanto, apenas dois electrões, por causa da sua rotação, pode ser associado com cada orbital.

Além disso, um elétron sempre tende a cair para o menor estado de energia possível. É possível para que possa ocupar qualquer orbital, desde que não viole o princípio de exclusão de Pauli, mas se orbitais de menor energia estão disponíveis, esta condição é instável. O electrão irá eventualmente perder energia (por libertando um fotão ) e cair para o inferior orbital. Assim, os electrões preencher orbitais na ordem especificada pela sequência de energia dado acima.

Este comportamento é responsável para a estrutura da tabela periódica . A mesa pode ser dividido em várias linhas (chamado de 'períodos'), numeradas começando com 1, na parte superior. Os elementos ocupam presentemente conhecidas sete períodos. Se um determinado período tem o número i , consiste em elementos cujos elétrons externa cair na i th shell. Niels Bohr foi o primeiro a propor (1923) que a periodicidade nas propriedades dos elementos pode ser explicado pelo enchimento periódico dos níveis de energia de electrões, resultando na estrutura electrónica do átomo.

A tabela periódica pode também ser dividida em vários numeradas rectangulares blocos '. Os elementos pertencentes a um dado bloco tem esta característica em comum: os seus electrões maior energia pertencem todos ao mesmo -state (mas o n associado com que -state depende do período). Por exemplo, as duas colunas mais à esquerda constituem a 's-bloco'. Os elétrons ultraperiféricas da Li e Ser respectivamente pertencem ao subnível 2s, e aqueles de Na e Mg ao subnível 3s.

O seguinte é a ordem para encher os orbitais "subcamada", o que dá também a fim de os "blocos" na tabela periódica:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4F, 5d, 6p, 7s, 5F, 6d, 7P

A natureza "periódica" do enchimento de orbitais, bem como surgimento dos s , p , d e f "blocos", é mais evidente se esta ordem de enchimento é dada na forma de matriz, com o aumento do número quântico principal a partir do novo linhas ( "períodos") na matriz. Em seguida, cada camada (composto dos dois primeiros números quânticos) é repetido tantas vezes quanto necessário para cada par de electrões que possa conter. O resultado é uma tabela periódica comprimido, com cada entrada representando dois elementos sucessivos:

1s
2s                                                  2p  2p  2p
3s                                                  3p  3p  3p
4s                              3d  3d  3d  3d  3d  4p  4p  4p
5s                              4d  4d  4d  4d  4d  5p  5p  5p
6s  4f  4f  4f  4f  4f  4f  4f  5d  5d  5d  5d  5d  6p  6p  6p
7s  5f  5f  5f  5f  5f  5f  5f  6d  6d  6d  6d  6d  7p  7p  7p

Embora esta seja a ordem geral de enchimento orbital de acordo com a regra de Madelung, existem excepções, e as energias electrónicos reais de cada elemento são também dependentes detalhes adicionais dos átomos (ver Electron configuração # Átomos: princípio Aufbau e regra Madelung ).

O número de elétrons em um átomo eletricamente neutro aumenta com o número atômico . Os electrões na camada, ou mais exteriores electrões de valência , tendem a ser responsáveis pelo comportamento químico de um elemento. Elementos que contêm o mesmo número de electrões de valência pode ser agrupado em conjunto e exibir propriedades químicas semelhantes.

efeitos relativísticos

Para os elementos com número atómico elevado Z , os efeitos de relatividade tornar-se mais pronunciada, e especialmente assim para s electrões, que se movem a velocidades relativistas à medida que penetram os electrões rastreio perto do núcleo de alto Z átomos. Este aumento relativista no impulso de electrões de alta velocidade provoca um decréscimo correspondente no comprimento de onda de contracção e 6s orbitais relativos a orbitais 5d (em comparação a s e d electrões correspondentes em elementos mais leves na mesma coluna da tabela periódica); isso resulta em elétrons de valência 6s tornar-se reduzida em energia.

Exemplos de resultados físicas significativas deste efeito incluem a temperatura de fusão reduzido de mercúrio (que resulta da 6s electrões não estar disponível para a ligação de metal) e a cor dourada de ouro e de césio .

No modelo de Bohr , um n = 1  electrões tem uma velocidade dada por , onde Z é o número atómico, é a constante de estrutura fina , e c é a velocidade da luz. Na mecânica quântica não-relativística, portanto, qualquer átomo com um número atômico superior a 137 exigiria seus 1s elétrons para viajar mais rápido que a velocidade da luz. Mesmo na equação de Dirac , que é responsável por efeitos relativistas, a função de onda do electrão por átomos com Z > 137 é oscilatório e ilimitada . A importância do elemento 137, também conhecida como untriseptium , foi apontada inicialmente pelo físico Richard Feynman . Elemento 137 é às vezes chamado informalmente feynmanium (símbolo Fy). No entanto, a aproximação de Feynman falhar para prever o valor crítico exacta de  Z devido à natureza não-ponto-carga do núcleo e muito pequeno raio orbital de electrões interno, resultando em um potencial visto pelos electrões interiores que é efectivamente menos do que Z . O crítico Z  valor que faz com que o átomo instável em relação à avaria de alto campo do vácuo e a produção de pares de electrão-positrão, não ocorre até que Z é de cerca de 173. Estas condições não são vistos excepto transitoriamente em colisões de núcleos muito pesados tais como chumbo ou urânio em aceleradores de partículas, em que a referida produção electrão-positrão de estes efeitos tem sido reivindicados para ser observado. Veja Extensão da tabela periódica além do sétimo período .

Não há nós em densidades orbitais relativistas, embora os componentes individuais da função de onda terá nodos.

Transições entre orbitais

estados quânticos ligados têm níveis de energia discretos. Quando aplicado a orbitais atómicas, isso significa que as diferenças de energia entre estados também são discretos. Uma transição entre estes estados (isto é, um electrão de absorção ou emissão de um fotão) pode, assim, apenas acontecer se o fotões possui uma energia correspondente com a diferença de energia entre os referidos estados exacta.

Considere dois estados do átomo de hidrogénio:

Estado 1) n = 1 , l = 0 , m = 0 e s = + 1 / 2

Estado 2) n = 2 , l = 0 , m = 0 e s = + 1 / 2

Pela teoria quântica, estado 1 tem uma energia fixa de E 1 , e o estado 2 tem uma energia fixa de E 2 . Agora, o que aconteceria se um elétron no estado 1 foram para mover para o estado 2? Para que isso aconteça, o elétron seria necessário para ganhar uma energia de exatamente E 2 - E 1 . Se o elétron recebe energia que é menor ou maior do que esse valor, não pode saltar de estado 1 para o estado 2. Agora, suponha que irradiar o átomo com um amplo espectro de luz. Fotões que atingem o átomo que tem uma energia de exactamente E 2 - E 1 irá ser absorvida pelo electrão no estado 1, e que electrão irá saltar para o estado 2. No entanto, fotões que são maiores ou menores em energia não pode ser absorvido pela elétron, porque o elétron só pode saltar para um dos orbitais, não pode saltar para um estado entre orbitais. O resultado é que apenas os fotões de uma frequência específica irá ser absorvida pelo átomo. Isto cria uma linha no espectro, conhecida como uma linha de absorção, o que corresponde à diferença de energia entre estados 1 e 2.

O modelo orbital atômico prevê, assim, espectros de linha, que são observados experimentalmente. Esta é uma das principais validações do modelo orbital atômico.

O modelo orbital atômico é, contudo, uma aproximação da teoria quântica completa, que só reconhece muitos estados de elétrons. As previsões de espectros de linha são qualitativamente útil, mas não são quantitativamente precisos para átomos e outros do que os que contêm apenas um electrão iões.

Veja também

Referências

Outras leituras

links externos