Atomiorbitaali

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 kaksi elektronia, joilla on kvanttimekaanisen mallin Paulin kieltosäännön mukaisesti vastakkaiset spinit.

Elektronikuoret

Pääartikkeli: Elektronikuori

Elektronikuoria kvanttimekaanisen atomimallin atomissa on useita ja ne jaetaan edelleen atomiorbitaaleihin. Elektronikuoren atomiorbitaalit jaetaan energiatasoiltaan neljään pääluokkaan: s-, p-, d- ja f-luokkaan. s-orbitaalille mahtuu kaksi, p-orbitaaleille (3 kpl) kuusi, d-orbitaaleille kymmenen ja f-orbitaaleille neljätoista 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. Tämä^selvennä on Paulin kieltosääntöä noudattava Madelungin sääntö. Alkuaineita, joiden kohdalla poikkeuksia tästä säännöstä esiintyy, ovat muun muassa kupari, palladium, hopea, kulta, iridium ja platina.

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 (viisi d-elektronia tai seitsemän 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 säännönmukaisella täyttymisjärjestyksellä.

Sidosten muodostuminen

Kemialliset yhdisteet, joita alkuaine pystyy muodostamaan toisten alkuaineiden kanssa, saavat ominaisuutensa 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

Aiheesta muualla

The Orbitron, laskennalliset atomiorbitaalit kuvina, 1s-orbitaalista teoreettiseen 7g-orbitaaliin