Prove di orbitali?

Question

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Come sappiamo che esistono diversi tipi di orbitali? Ad esempio, quali prove ci sono dell'esistenza di $ \ mathrm {p} $ orbitali invece di esserci più $ \ mathrm {s} $ orbitali (ad esempio, perché non è la configurazione elettronica del sodio $ \ mathrm {1s ^ 1, 2s ^ 2, 2s ^ 2, 2s ^ 2, 2s ^ 2, 3s ^ 2} $ invece di $ \ mathrm {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3p ^ 1} $ )?

Answer 1

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Consentitemi di affrontare questo in un altro modo rispetto agli altri: gli orbitali NON sono oggetti fisici! Non esistono in senso fisico, sono costrutti teorici, concetti chimici che aiutano a comprendere / visualizzare / ecc. Soluzioni matematiche delle equazioni di Schrodinger / Dirac / Kohn – Sham / ecc.

Gli orbitali non sono unici: date le combinazioni lineari sono equivalenti tra loro e non ci sono "orbitali corretti", si può scegliere quello che preferiscono. Gli orbitali canonici, gli orbitali naturali ecc. Vanno tutti bene.

Quali sono le prove che esistono? Non esistono, sono solo soluzioni matematiche per date equazioni, ed è una questione puramente matematica se sono buone soluzioni per quelle equazioni oppure no. Le teorie stesse sono coerenti con i dati sperimentali, ad es. proprietà spettroscopiche, geometrie, reattività.

Answer 2

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La risposta sta con la chimica sperimentale, in particolare le energie di ionizzazione successive (cioè quanta energia è richiesta per rimuovere il primo elettrone, il secondo elettrone, il terzo elettrone e così via).

Ogni punto del grafico corrisponde a un elemento. Il primo è l'idrogeno, il secondo è l'elio. L'altezza di ogni punto mostra quanta energia è necessaria per rimuovere il primo elettrone.

Puoi notare che generalmente l'energia aumenta in un periodo. Questo perché in ogni elemento successivo c'è un protone in più e questa carica nucleare più forte "trattiene gli elettroni esterni" più saldamente.

Ora per spiegare la tua domanda. Si noti che in un periodo (ad esempio dal 3 ° punto al 10 °), non è un aumento costante. Puoi vedere che tra il 4 ° e il 5 ° c'è un leggero calo, allo stesso modo tra il 7 ° e l'8 °.

La spiegazione per questo sono i suborbitali. Alcune conoscenze che devi sapere sono che i sottogusci di elettroni sono stabili solo quando sono vuoti, pieni o mezzo pieni (se hai bisogno di una spiegazione per questo commento in seguito).

Esaminiamo il quarto punto, che rappresenta il berillio. Ha una configurazione elettronica di 1s2 2s2. Tutti i suoi sub orbitali sono pieni, il che significa che è abbastanza stabile. Confrontalo con il 5 ° punto, boro. Boron ha una configurazione di 1s2 2s2 3p1. Ora l'orbitale P ha spazio per 6 elettroni, ma questo ne ha solo 1! Non è felice. Non è pieno o mezzo pieno. Per questo motivo sta cercando di "sbarazzarsi" dell'elettrone per essere più stabile. Ecco perché non richiede così tanta energia per rimuovere l'elettrone esterno.

La diminuzione tra il 6 ° e il 7 ° è spiegata dal fatto che l'orbitale p è stabile quando è vuoto, pieno o mezzo pieno. Il 7 ° punto (azoto) ha 3 elettroni nel suo orbitale p (mezzo pieno). Contrastava con l'ossigeno, che ha 4/6. Questo non è stabile, quindi è necessaria meno energia per rimuoverlo.

TL-DR: Analizzando i grafici dell'energia di ionizzazione, possiamo vedere i modelli che possono essere spiegati dai suborbitali.

Se hai bisogno di una spiegazione più semplice / complessa, commenta.

Answer 3

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Oh, sospetto che qualcuno potrebbe inventare una visione della chimica "solo orbitale s", proprio come le persone hanno inventato modelli complicati per una visione dell'universo centrata sulla Terra.

Iniziamo con il semplice fatto che la risoluzione della meccanica quantistica per un atomo di idrogeno fornisce soluzioni per orbitali s, p, d, f, g .. e persino la degenerazione (cioè, che esiste un orbitale di tipo s, tre di tipo p, cinque di tipo d, ecc.) in base al momento angolare.

Come descritto sopra, le soluzioni per le equazioni a molti elettroni (anche se approssimative) corrispondono molto bene con le osservazioni sperimentali per le energie di ionizzazione, le affinità elettroniche, ecc.

Quindi una teoria ed un esperimento eleganti concordano in misura notevole.

Oltre a questo, sappiamo che devono esserci orbitali non sferici perché vediamo forme molecolari con angoli di legame. Non riesco a trovare alcun modo per descrivere un metano tetraedrico (per non parlare di qualsiasi altra cosa) senza una sorta di orbitale non sferico.

Inoltre, quando guardiamo le reattività delle molecole, vediamo reazioni che si verificano laddove prevediamo coppie solitarie o densità di spin radicale, ecc.

Mentre gli orbitali sono veramente un costrutto matematico, noi scoprono che sono incredibilmente predittivi di un'ampia gamma di chimica. Quindi la mia risposta sarebbe "come possiamo pensare che non ci siano diversi tipi di orbitali?"

Answer 4

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Come sappiamo che esistono diversi tipi di orbitali?

Agli albori della spettroscopia atomica gli scienziati furono in grado di spiegare le proprietà spettrali di elementi come l'idrogeno e il sodio . Gli atomi di questi elementi avevano un singolo elettrone nel guscio più esterno e producevano spettri che si adattano (a ciò che ora vediamo come) la relativamente semplicistica teoria di Bohr dell'atomo. Quando atomi più complessi sono stati esaminati spettroscopicamente, è stata osservata una struttura fine che la teoria di Bohr non poteva spiegare. Queste linee spettrali venivano spesso chiamate s arpa, p principale, d iffuse e f non dannosa.

Con l'emergere della meccanica quantistica, è emerso il concetto dei 4 numeri quantici per descrivere un elettrone. Si è scoperto che la struttura fine spettrale poteva ora essere spiegata tenendo conto di questi vari stati quantistici. Per onorare il lavoro svolto dai primi spettroscopisti (che portò allo sviluppo di una teoria migliore), gli scienziati usarono la loro notazione " s, p, d, f " per descrivere i vari valori del momento angolare numero quantico $ \ ell $.

Quindi, sebbene le osservazioni fatte dai primi spettroscopisti non potessero essere spiegate in quel momento, risulta che stavano effettivamente osservando transizioni spettrali che coinvolgono altri orbitali (p, d, f) oltre a quelli che coinvolgono l'orbitale s. L'osservazione di questa struttura fine spettrale richiede la presenza di orbitali diversi dagli orbitali s.

Answer 5

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Anche se le altre risposte mi piacciono molto, le prove del 21 ° secolo qui sono che abbiamo immagini di queste orbite grazie alla microscopia a forza atomica (AFM).

• http://www.themarysue.com/electron-orbital-pictures/

Come ha sottolineato getafix, questi sono in realtà immagini delle distribuzioni spaziali della densità elettronica delle molecole esaminate. La prova effettiva qui, che il modello che utilizza il termine orbitale prevede le stesse distribuzioni che abbiamo misurato con AFM.