Wikipedie

Atomový orbital: Porovnání verzí

Interaktivně procházet historii
← Přejít na předchozí porovnáníPřejít na další porovnání →
Smazaný obsah Přidaný obsah
VizuálníWikitext
přeformulování, oprava chybných formulací, viz též diskuse
Řádek 1:
[[Soubor:Electron orbitals.svg|250px|right|Atomové a molekulové orbitaly]]
'''Atomový orbital''' je [[funkce_(matematika)|funkce]] popisující prostorové rozložení možného výskytu [[elektron]]u daného kvantového stavu v [[elektronový obal|elektronovém obalu]] [[atom]]u.
'''Atomový orbital''' je kvantový stav [[elektron]]u v [[elektronový oblak|elektronovém oblaku]] okolo [[atom]]u. Tento pojem nelze vysvětlit pomocí klasické představy o struktuře atomu, kdy okolo [[atomové jádro|jádra]] obíhají elektrony podobně jako [[planeta|planety]] okolo [[slunce]]. Elektron, jako každá [[elementární částice]], vykazuje vlastnosti, které odpovídají jak částicím, tak vlnění ([[dualita částice a vlnění]]). V důsledku [[Heisenbergův princip neurčitosti|Heisenbergova principu neurčitosti]] nelze přesně stanovit polohu elektronu v atomu (v daném časovém okamžiku), proto musíme k popisu využít [[pravděpodobnost]]. Atomový orbital je popsán [[vlnová funkce|vlnovou funkcí]] elektronu v elektrickém poli nabitého jádra, která je řešením [[Schrödingerova rovnice|Schrödingerovy rovnice]]. Orbital ohraničuje oblast, kde je ''nejvyšší pravděpodobnost výskytu daného elektronu''.▼
 
▲'''Atomový orbital''' je kvantový stav [[elektron]]u v [[elektronový oblak|elektronovém oblaku]] okolo [[atom]]u. Tento pojem nelze vysvětlit pomocí klasické planetární představy o struktuře atomu, kdy okolo [[atomové jádro|jádra]] obíhají elektrony po jesně vymezených drahách podobně jako [[planeta|planety]] okolo [[slunce]]. Elektron, jako každá [[elementární částice]], vykazuje kvantové vlastnosti, které odpovídají jak částicím, tak vlnění ([[dualita částice a vlnění]]). V důsledku [[Heisenbergův princip neurčitosti|Heisenbergova principu neurčitosti]] nelze přesně stanovit polohu elektronu v atomu (v daném časovém okamžiku), proto musíme k popisu využít [[pravděpodobnost]]. Atomový orbital je popsán [[vlnová funkce|vlnovou funkcí]] elektronu v elektrickém poli nabitého jádra, která je řešením [[Schrödingerova rovnice|Schrödingerovy rovnice]]. OrbitalTato ohraničujefunkce je amplitudou oblastpravděpodobnosti, kdeže jese ''nejvyššív daném místě elektron vyskytuje (vlastní pravděpodobnost výskytuje danéhopak elektronu''dána druhou mocninou absolutní hodnoty vlnové funkce).
== Značení orbitalů ==
 
Pojem orbital se používá i pro názornější interpretaci vlnové funkce - pro geometrický útvar vymezující oblast, kde je vysoká pravděpodobnost výskytu daného elektronu (např. > 0,95). Takové názorné zobrazení je u valenčních elektronů velmi užitečné pro posuzování chemických vlastností atomů a jejich vazeb s jinými atomy, aniž by bylo nutno provádět složité kvantově chemické výpočty.
Orbitaly se označují podle obecného vzorce
:X ''typ''<sup>y</sup>▼
kde X odpovídá [[energie|energii]] orbitalu (hlavní kvantové číslo elektronu ''n'') Čím je kvantové číslo větší, tím větší je vzdálenost elektronu od jádra a tím větší je jeho energie. Typ orbitalu se značí malým písmenem a popisuje tvar orbitalu, odpovídá [[moment hybnosti|momentu hybnosti]] (vedlejšímu kvantovému číslu ''l'') a y je počet elektronů v orbitalu-každý orbital má 2 elektrony, přičemž se tyto elektrony liší svým spinem.
Pro l=0="s" má orbital tvar koule a proto není degenerovaný (degenerovaný = elektrony mají stejnou energii a liší se prostorovou orientací), vyplývá to z magnetického čísla, které je m=0, obsahuje 2 elektrony (s<sup>2</sup>),
l=1="p" orbital je 3x degenerovaný vyplývá to z magnetického čísla m=-1,0,1 (každému číslo odpovídá souřadnice na které orbital leží, obsahuje 3x2 = 6 elektronů (p<sup>6</sup>),
pro l=2="d" orbital je 5x degenerovaný, magnetické číslo m=-2,-1,0,1,2 a obsahuje 5x2 = 10 elektronů (d<sup>10</sup>)
orbital "f" je 7x degenerovaný a obsahuje tudíž 7x2 = 14 elektronů (f<sup>14</sup>). Např. jediný obsazený orbital atomu [[helium|helia]] v základním stavu se označuje 1''s''&sup2; – obsahuje 2 elektrony na nejnižší energetické úrovni (''n''=1) a jejich moment hybnosti je ''l''=0.▼
Hypoteticky existují i další typy orbitalů než je s, p, d, f.
 
== Typy orbitalů s, p, d ==
Typy orbitalů jsou dány hlavním a vedlejším [[Kvantové číslo#Elektron v atomu|kvantovým číslem]] daného elektronového stavu. Tvarovou formu daného typu určuje vedle vedlejšího také magnetické kvantové číslo.
s
 
p<sub>x</sub>, p<sub>y</sub>, p<sub>z</sub>
 
Hlavní kvantové má vliv na '''velikost''', nikoli tvar orbitalu. Čím je kvantové číslo ''n'' větší, tím větší je jeho energie a tím větší je také oblast pravděpodobného výskytu elektronu od jádra.
d<sub>xy</sub>, d<sub>xz</sub>, d<sub>yz</sub>, d<sub>x<sup>2</sup>-y<sup>2</sup></sub>, d<sub>z<sup>2</sup></sub>
 
Orbitaly "f" jsou mnohem složitější (mají více nodálních ploch a je jich celkem 7 typů).
Pro n=1 (první vrstva)l=0 proto se zd nachází pouze orbital s, tyto elektrony mají nejnižší energii. pro n=2 (druhá vrstva) l=0,1 proto se zde nachází orbital s i orbital p. Pro n=3 l=0,1,2 proto se zde nacházejí orbitaly s, p, d atd. Elektrony zaplňují orbitaly podle Výstavbového principu.
 
'''Tvar''' orbitalu je určen vedlejším a magnetickým kvantovým číslem (''l'' a ''m''):
== Nodální plocha ==
 
Pro ''l'' = 0 se typ orbitalu značí "'''s'''". Orbital je kulově symetrický. Magnetické číslo může být jedině ''m'' = 0, a proto není degenerovaný (degenerovaný = více možností prostorové orientace při stejné energii).
Každý orbital, kromě nejmenšího 1s, obsahuje plochy, kde pravděpodobnost výskytu elektronu dosahuje minima. Tato plocha se nazývá ''nodální plocha''. Jejich počet je pro orbitaly typu ''n''s a ''n''p dán vztahem ''n''-1.
 
Pro ''l'' = 1 se typ orbitalu značí "'''p'''". Magnetické číslo může nabývat hodnot ''m'' = -1,0,1, orbital je tedy 3× degenerovaný. Orbitaly jsou osově symetrického tvaru, jednotlivým hodnotám ''m'' odpovídá symetrie podle jiné osy souřadné. Prostorové formy se označují p<sub>x</sub>, p<sub>y</sub>, p<sub>z</sub>.
 
Pro ''l'' = 2 se typ orbitalu značí "'''d'''". Orbital je 5× degenerovaný, magnetické číslo ''m'' = -2,-1,0,1,2 a prostorové tvary odpovídající jednotlivým hodnotám ''m'' jsou složitější. Prostorové formy se označují d<sub>xy</sub>, d<sub>xz</sub>, d<sub>yz</sub>, d<sub>x<sup>2</sup>-y<sup>2</sup></sub>, d<sub>z<sup>2</sup></sub>.
Orbitaly pro ''l'' = 3, 4, 5, ... se značí "'''f'''", "'''g'''", "'''h'''" ... a jsou (2''l''+1)-krát degenerované.
 
 
'''Zaplněnost orbitalů elektrony''' se označuje podle obecného vzorce
▲:X ''typn'' typ<sup>''y''</sup>
:* ''n'' odpovídá [[energie|energii]] orbitalu (hlavní kvantové číslo elektronu)
:* typ orbitalu se značí malým písmenem a popisuje tvar orbitalu, odpovídá [[moment hybnosti|momentu hybnosti]] (vedlejšímu kvantovému číslu ''l'')
:* ''y'' je obsazenost orbitalu elektrony.
 
Každý elektronový stav (daný vedle kvantových čísel ''n'', ''l'' a ''m'' ještě spinovým kvantovým číslem ''s'') může být v souladu s [[Pauliho vylučovací princip|Pauliho vylučovacím principem]] obsazen pouze jedním elektronem; každý typ orbitalu proto může být obsazen počtem elektronů, daným dvojnásobkem (2 elektrony lišící se svým spinem) jeho degenerace.
 
▲orbital "f" je 7x degenerovaný a obsahuje tudíž 7x2 = 14 elektronů (f<sup>14</sup>). Např. jediný plně obsazený orbital atomu [[helium|helia]] v základním stavu se označuje 1''s''1s&sup2; – obsahuje 2 elektrony na nejnižší energetické úrovni (''n''=1) a jejich moment hybnosti je ''l''=0.
 
Zaplnění orbitalů elektrony určuje pro jednotlivé atomy v základním stavu výstavbový princip, vyplývající z minimalizace potenciální energie elektronového obalu.
 
{{podrobně|Elektronová konfigurace}}
 
== Související články ==
Citováno z „https://cs.wikipedia.org/wiki/Atomový_orbital“