Chemia15

nyili, ułożonych w stosunku do siebie piostopadli Po|cdync/.;i forma przestrzenna orbitali! p ma ks/tall pr/edslawiou\ na poni/szej rycinie:

Ryc. 4.12. Kształt pojedynczej formy przestrzennej orbitalu 2p

z

z

z

z

X

2Px 2p_y 2p_z

Ryc. 4.13. Złożenie trzech form przestrzennych orbitalu 2p

Pamiętajmy, że kształt taki jest rozwiązaniem równania Schródingcra dla atomu, w którym na opisywany elektron nałożono dużą liczbę ogra niczeń.

Złożenie trzech form przestrzennych orbitali 2p daje kształt nieco przypominający kulę.

Jak widać na rycinie, poszczególne formy przestrzenne oznacza sii, symbolami osi układu współrzędnych, wzdłuż których formy te są polo żonę. Formy te określamy jako orbitale 2p_x, 2p, i 2p_:.

Jak pamiętamy, orbitalom typu p przypisana jest poboczna liczba kwantowa / = 1. Dla / = 1 magnetyczna liczba kwantowa przyjmuje wai tości m = 1, m = 0, m = -1. Trzy orbitale p„ p_v, p_z odpowiadają więc trzem magnetycznym liczbom kwantowym: 1, 0,-1.

Jeśli w atomie jest tylko 1 elektron położony na orbitalu 2p, to oczywi ście w atomie takim istnieje tylko jedna forma przestrzenna orbitalu 2p Ponieważ orbitale 2p_x, 2p_v i 2p_: mają taką samą energię, a różnice pomię dzy nimi ujawniają się dopiero wtedy, gdy atom znajdzie się w zewnętrz nym polu magnetycznym, mówimy, że orbitale te są równocenne. Za zwyczaj pierwszy elektron przypisuje się orbitalowi 2p_x (chociaż równic dobrze można by go przypisać orbitalowi 2p_v czy 2p.). Schematycznie oi biliile 2p oznacza się za pomocą 3 klatek, zawierających pojedyncze lub sparowane elektrony. Tak więc orbitale 2p zapisujemy schematyczna-w następujący sposób:

Konliduracię almnii sodu iiiii/n.i zapisać |nko K‘ l." M' Ubo

pamiętając, że realnie istnieją tylko te formy, które zawierają elektrony. Maksymalnie na orbitalach 2p może się zmieścić h elektronów (2 ciek trony na orbitalu 3 na ,’/ę i l na )•

liih /;i pomoc;) klatek:

koni iimii ; u * n,* Hrk 11 onow i . 11«unii ho iii /; i p i s i i j c* m v zatem

Ił ls'ls'2/;¹

[tl

tli

t

2,v    2 p

l.v

i .lępujący po atomie boru atom węgla, mający 6 elektronów, opisuje ni igu racja

_hC: li-² 2s²2p²

nlpowiada zapisowi klatkowemu:

hei im

1 s    2 s

i ni

t t

2p

Regutn Hunda pozwala okir.ln liczbę niespam wanycli eloklm nów na oslalnlni powłoce.

W schemacie klatkowym widać jeszcze jedną cechę elektronów, zwią-ią z wypełnianiem kolejnych form przestrzennych orbitali 2p. 2 elek-i ■ ily zajmują na przykład orbitale 2p_x i 2p_y, czyli w atomie istnieją 2 po-r lyncze elektrony na 2 orbitalach typu 2p, nie zaś para elektronowa l upiona na jednej formie przestrzennej orbitalu 2,p.

Kozkład elektronów na kolejnych orbitalach typup, cl lub/reguluje

i    zwana reguła Hunda. Mówi ona, że liczba niesparowanych elektro-M na orbitalach jednego typu i o jednakowej

■    U' rgii powinna być jak największa, a pary elek-

ii    'iiów (|j) tworzą się dopiero wtedy, gdy każda / i< >rm przestrzennych orbitalu wypełniona jest p' 'icdynczymi elektronami. Tak więc istnienie

■    i uch form przestrzennych zawierających po nie-i irowanym elektronie w atomie węgla daje po

/li i/cniu obu orbitali p kształt nieco przypomina-1. 11 v walec.

< )i bitale d pojawiają się po raz pierwszy na po-nce M (główna liczba kwantowa 3). Można pi /ypuszczać, że liczba ograniczeń w postaci już i miejących w atomie elektronów spowoduje jeszcze większe kompli-I icje w kształcie tego typu orbitalu, niż miało to miejsce w wypadku i >i lulali typu p. Tak jest w rzeczywistości. Orbitale cl dzieli się na 5 rów-ii.iccnnych energetycznie, choć różnie rozmieszczonych w przestrzeni u »i m. lak więc orbitale typu d zaznaczać będziemy w postaci 5 klatek:

• i/y czym ka/da klalk.i mo/c maksymalnie zawierać ’ elektrony, czyli u/nic oibil.ih iimr i pnmii i ii 10 clcklmnow.