Atomiorbitaali

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun
Elektronien atomi- ja molekyyliorbitaaleja

Atomiorbitaali on kvanttimekaanisessa atomimallissa ratkaisu elektronin aaltoyhtälölle. Se selittää atomin ydintä kiertävien elektronien todennäköiset radat, vaikka tarkkaa tietoa niiden sijainnista ei Heisenbergin epätarkkuusperiaatteen johdosta pystytä saamaan. Yhdelle orbitaalille sopii 2 elektronia, joilla on kvanttimekaanisen mallin Paulin kieltosäännön mukaisesti vastakkaiset spinit.

Elektronikuoret[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Pääartikkeli: Elektronikuori

Elektronikuoria kvanttimekaanisen atomimallin atomissa on useita ja ne jaetaan edelleen atomiorbitaaleihin. Elektronikuoren atomiorbitaalit jaetaan energiatasoiltaan 4 pääluokkaan, s- p- d- ja f- luokkaan. s-orbitaalille mahtuu 2, p-orbitaaleille (3 kpl) 6, d-orbitaaleille 10, ja f-orbitaaleille 14 elektronia. Alin elektronikuori (jaksollisen järjestelmän 1 jakso) koostuu vain s-orbitaaleista. 2 ja 3 jaksoon kuuluvat myös p-orbitaalit, 4 ja 5 jaksoon myös d-orbitaalit, 6 ja 7 jaksoon myös f-orbitaalit.

Alla olevassa kaaviossa numero kertoo elektronikuoren (vastaa pääkvanttilukua (n) kvanttimekaanisessa atomimallissa) ja kirjain (fysiikassa sivukvanttiluku (l)) atomiorbitaalin tyypin, jolle atomin järjestysluvun kasvaessa jaksollisessa järjestelmässä elektroni pääasiallisesti asettuu. Alkuaineita, joiden kohdalla poikkeuksia tästä säännöstä esiintyy, ovat muun muassa kupari, palladium, hopea, kulta, iridium ja platina. Tämä on Paulin kieltosääntöä noudattava Madelungin sääntö.

- 1s

- 2s 2p

- 3s 3p

- 4s 3d 4p

- 5s 4d 5p

- 6s 4f 5d 6p

- 7s 5f 6d 7p

Poikkeukset tässä orbitaalien täyttymisjärjestyksessä sijoittuvat siirtymämetalleihin, lantanideihin ja aktinideihin, tällöin s- tai d-orbitaalille sijoittuu elektroni tai kaksi. Poikkeukset johtuvat siitä, että puolitäysi (5 d-elektronia tai 7 f-elektronia (spinin vaikutus (spinkvanttiluku (s))) tai täysi alakuori (ns-, (n-1)d- tai *(n-2)f-orbitaalit) ovat symmetrisempiä atomin keskuksen suhteen, ja siten energeettisesti matalammalla tasolla kuin säännömukaisella täyttymisjärjestyksellä.

Sidosten muodostuminen[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kemiallisten yhdisteiden ominaisuudet, joita alkuaine pystyy muodostamaan toisten alkuaineiden kanssa määräytyvät pitkälti s- ja p- orbitaalien elektronien määrästä. Yhdisteessä orbitaalit asettuvat uudelleen ja muodostavat kemiallisen sidoksen. Tällöin puhutaan molekyyli- tai sidosorbitaalista ja näitä saatetaan joskus merkitä yhdistämällä sidoksen muodostaneiden orbitaalien nimet, esimerkiksi sp-orbitaali. Usein näitä merkitään myös erillisillä nimillä, kuten σ- tai π-orbitaali. Hybridisaatio on eräs selitysmalli sidosten syntymiselle. d- ja f- orbitaalit osallistuvat myös toisinaan sidosten muodostumiseen, vaikka ne ovat yleensä inaktiivisempia sidosten muodostamisessa kuin s- ja p-orbitaalit.

Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Aiheesta muualla[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Commons
Wikimedia Commonsissa on kuvia tai muita tiedostoja aiheesta atomiorbitaali.
  • The Orbitron, laskennalliset atomiorbitaalit kuvina, 1s-orbitaalista teoreettiseen 7g-orbitaaliin