אתר ללימודי מדעים: מדע וטכנולוגיה, פיזיקה, כימיה, ביולוגיה, מיקרוביולוגיה, מיקרואורגניזמים, אקולוגיה,  אימונולוגיה, ביוטכנולוגיה, מוט"ב  

אורביטלים אטומים

אנחנו לא יכולים לומר היכן האלקטרונים נמצאים אבל נוכל לומר איפה הסתברות לפי צפיפות האלקטרונים שנוכל למצוא את האלקטרון בנקודה מסוימת. 
האורביטל מתאר את הסיכוי למצוא את האלקטרון בנקודה מסוימת והוא מתאר את צפיפות האלקטרונים במרחב. 

n - מספר קוונטי ראשי -רמה אנרגטית, הוא מספר עגול ושלם מ-1 ומבטא את המספר שורה בטבלה המחזורית של אותו אטום.
L - מספר תנע זוויתי - סוג אורביטל: אזור שהסיכוי הגבוה למצוא אלקטרון, האופציות האפשריות הן מ-0 עד n-1.
כאשר:
הספרה 0 מבטאת S
הספרה 1 מבטאת P
הספרה 2 מבטאת D
הספרה 3 מבטאת F
ML - מספר קוונטי מגנטי, כל L מתחלק ל-ML. האופציות הן מ- מינוס L עד פלוס L כולל לאותו L.
MS - מספר קוונטי סיבובי (Spin), הזוית שהאטום נמצא או פלוס חצי או מינוס חצי. כלומר עם כיוון השעון או נגד כיוון השעון. לא ייתכן שיהיו ערכים אחרים מזה. 

כל אלה נותנים את פונקציית הגל שנותן את ההסתברות למצוא את האלקטרון במקומות שונים במרחב מסביב לגרעין. זה נקרא אורביטל, כאשר אנחנו נדע לתת רמה (n) ומספר תנע זוויתי (L) ומספר קוונטי מגנטי (ML) אז אנחנו נדע מה הוא האורביטל של האלקטרון - המקום בו ההסתברות הגבוהה ביותר למצוא את האלקטרון שהוא נמצא שם. 

לדוגמה:
n=3 : אם אנחנו ניתן כדוגמה את רמה 3 שורה שלישית.
L=0,1,2: האופציות שלנו הן מ-0 עד ספרה אחת מתחת ל-n ולכן האופציות הן 0,1,2 לא כולל 3.
חשוב להבין ש-0 מבטא S, ו-1 מבטא P, ו-2 מבטא D, ו-3 מבטא F. 
ML= -2,-1,0,1,2: האופציות שלנו הן מ- מינוס 2 עד פלוס 2 כולל.

ניתן לראות בתרשים הבא שתי דוגמאות: 

חישוב קונפיגורציה אלקטרונית:
הדרך הכי טובה לכתוב את הקונפיגורציה כך שאנו לא נתבלבל או נפספס זה להיעזר בדיאגרמה הפרמידה ולפעול לפי הכללים. גם המילוי וגם הכתיבה מהדיאגרמה תהייה לפי הסדר הזה. 

יש הסרטון הדרכה המומלץ הבא:
https://www.youtube.com/watch?v=NIwcDnFjj98

לדוגמה קונפיגורציה אלקטרונית של יסוד Fe:

אלקטרוני ערכיות הנקרא גם אלקטרונים וולנטים הם האלקטרונים שברמה האחרונה בשכבה החיצונית ביותר (במעטפת) מהגז האציל האחרון. 

תכונות מגנטיות לאטומים לפי זיווג אלקטרונים:
דיאמגנטים - אין אלקטרונים בלתי מזווגים. 
פראמגנטים - יש לפחות אלקטרון אחד בלתי מזווג. הוא מאופיין במשיכה ע"י שדה מגנטי. 

מאפייני אטומים הנגזרים מטבלה המחזורית

רדיוס אטומי - מבטא את המרחק בין מרכז האטום לאלקטרונים מסביב. 
הרדיוס קטן לאורך השורה לכן משיכה גדולה וקשה ליינון, אנרגיית יינון גבוהה. המיסוך אותו מיסוך בעקבות שהיא אותה רמה.
הרדיוס גדל לאורך הטור המשיכה קטנה וקל ליינן, אנרגיית יינון נמוכה. המיסוך גדל בגלל עליית הרמה:
למעשה, הסדר העקרוני וההגיוני שעובד הרדיוס הוא שככל שיש יותר אלקטרונים יש לה יותר מעטפת יותר שכבות והמשיכה בין החיוביות של הפרוטונים מול האלקטרונים השליליים הוולנטים הם חלשים ולכן קל יותר ליינן (לעקור) אותם אין משיכה חזקה. וזאת לעומת אטום שיש לו מעט אלקטרונים הם קרובים יותר לגרעין ולכן המשיכה חזקה וקשה ליינן אלקטרון. 
תרגול רדיוס אטומי:
סדרו את היסודות לפי רדיוס אטומי עולה ויורד:
א. C , Si , S , Ga
ב. Cl , S , C
ג. O , Cl , Al , Mg , Sr

ד. Sr או Sr+2 (יון בעל מטען 2+)

ה. H , H- , H+ 

ו. H , Rb , I

תשובות:

א. C < S

ב. C< Cl < S

ג. O < Cl < Al < Mg < Sr

ד. Sr גדול יותר. 

תמיד בין מצב יסוד לבין קטיון המצב יסוד גדול יותר. 

ה. -H+ < H < H
תמיד בין מצב יסוד לאניון האניון גדול יותר. 

שיטה להתמודד עם רדיוס של יונים: במקרה של יונים - למי שיש יותר אלקטרונים הוא היון בעל רדיוס הגדול ביותר. וניתן לראות זאת היטב בדוגמה הבאה: -H+ < H < H.

ו. H < I < Rb

לאורך השורה הרדיוס קטן. 

איזואלקטרונים - אטומים ויונים בעלי מספר שווה של אלקטרונים. 
למשל Ar ו- K+. הרדיוס של K+ יהיה גבוה יותר כי המטען הגרעיני שלו גדול יותר ולכן המשיכה שלו תהייה גדולה יותר. 
שיטה להבין איזה רדיוס הוא יותר גדול בין אטומים איזואלקטרונים: למי מהם יש מטען גרעיני הפרוטונים החיוביים גדולים יותר כך המשיכה תהייה גדולה יותר ולו יהיה רדיוס גדול יותר. 

אנרגיית יינון - אנרגייה הדרושה להוצאת אלקטרון מאטום. ככל שהאלקטרון רחוק מהגרעין קל יותר ליינן אותו.
ככל שהאנרגיית יינון גבוהה נדרש הרבה אנרגייה על מנת לעקור אלקטרון מאטום. 
מי שבעל אנרגיית יינון נמוכה בעל אופן מתכתי. 
אנרגיית היינון השנייה תמיד תהייה גדולה יותר מהראשונה כי היא מצטברת וכוללת בתוכה עקירה ראשונה ושנייה. אנרגיית יינון שנייה הוא עקירה של אלקטרון שני מהאטום. 

שיטה והיגיון להשוואת אנרגיית יינון בין יסודות: אנחנו צריכים לראות איזה אטום היה "שמח" לאבד אלקטרון ואיזה היה מתנגד למסור אלקטרון. למשל, אם יתנו לנו השוואה בין K לבין Ne אנחנו יכולים לראות ש-K היה מאוד רוצה לאבד אלקטרון כדי להרגיש כמו גז אציל Ar מבחינת אלקטרונים ולכן אנרגיית יינון נמוכה קל ליינן. לעומת זאת Ne הוא כבר גז אציל הוא לא רוצה למסור אלקטרון ולכן אנרגיית יינון גבוהה קשה ליינן צריך הרבה אנרגייה כדי לעקור את האלקטרון הזה ממנו. 

אלקטרושליליות - האלקטרו שלילי הגדול ביותר הוא יסוד F, ככל שמתקרבים יותר מלמטה ומצד שמאל לכיוון היסוד F אז האלקטרו שליליות עולה. כשהרדיוס האטומי גדול יותר אזי אלקטרושליליות נמוך יותר. 

זיקה אלקטרונית - אנרגייה הדרושה לקבלת אלקטרון לאטום (ההפך מאנרגיית יינון). 

השיטה שלנו היא לראות איזה מהאטומים היה מאוד רוצה לקבל אלקטרון כדי להיות כמו גז אציל ואלה יהיו בעלי זיקה שליליים כמו עמודה מספר 7 היו רוצים לקבל, לעומת עמודה 8 שלא רוצים לקבל הם יהיו בזיקה חיובית צריך הרבה אנרגייה כדי לצרף להם אלקטרון. 

קשר יוני - קשר בין יסוד מתכת לאל מתכת עקב הפרש אלקטרושליליות גבוהה. למידע נוסף לחץ כאן. 
קשר קוולנטי - קשר בין יסוד אל מתכת לאל מתכת אחר ניתן לראות בטבלה מחזורית מי אל מתכת ומי מתכת. 

קשר קוולנטי טהור מורכב מאותו סוג אטומים כמו O2.

כללי ציור קשרי לואיס במולקולה:
1. קביעה של אטום בעל אלקטרושליליות נמוך ביותר יהיה במרכז, כי הוא נוטה ליצור יותר קשרים.
2. את שאר האטומים לצייר על יד האטום המרכזי בקשר יחיד ותוך השתדלות לשמור על סימטריה.

3. סופרים אלקטרונים וולנטים של כל המולקולה. 

4. יוצרים קשרים בודדים בין אטום מרכזי לאטומי פריפריה.

5. לוקחים את המספר אלקטרונים הוולנטים פחות מספר הקשרים כפול 2 כי יש 2 אלקטרונים בכל קשר. ואת המספר הזה אנחנו צריכים לחלק להשלים לאוקטט את אטומי הפריפריה. 

6. מה שנותר משלמים לאטום המרכזי. 

7. ווידוא בדיקה מחדש שלכולם יש אוקטט של 8 אלקטרונים פרט לאטום מימן שלו יש 2.

8. אם לא מסתדר האורטט נתחיל לבדוק אפשרויות של קשרים כפולים (בעיקר בחמצן) או קשרים משולשים (בעיקר בחנקן) שבמקרה זה מעבירים זוג אלקטרונים בלתי קושרים לקשר בין האטומים כדי לשמור על האוקטט, ולבדוק אופציה חריגה מכלל האוקטט (אוקטט מורחב או חסר). 

אוקטט מורחב - אם האטום המרכזי הוא האטום משורה 2 והלאה הוא יכול לפתח אוקטט מורחב שבו מספר אלקטרונים הוולנטים שלו הם גבוהים מ-8.
רזוננס - כאשר אטומי הפריפריה שווים ונדרש להוסיף לאחד מהם (או יותר) קשר נוסף אז הוא יכול לעבור בין הקשרים של אטומים אחרים זהים. כמו למשל במולקולות הבאות: N3-, O3, Cl4.
מטען פורמלי - כאשר אלקטרונים הוולנטים של אטום מסוים במולקולה פחות (אלקטרונים בלתי קושרים + קשרים שיצר) = למטען הפורמלי. כאשר המטען הוא 0 סימן שהוא במצב יציב יותר. 

מאפיינים למולקולות הנגזרים מהטבלה המחזורית

קשרי סיגמא ופאי:

קשר סיגמא - קשר יחיד קשר בכיוון אופקי.  

קשר פאי - קשר כפול חזק יותר מקשר סיגמא קשר בכיוון אנכי. 

במקרה שבו יש קשר כפול אז קשר אחד הוא סיגמא וקשר שני הוא פאי.

במקרה שבו יש קשר משולש אז קשר אחד הוא סיגמא והשני קשרים האחרים הם פאי. 

ייתכן שיבקשו מכם לספור מספר קשרי סיגמה ופאי במולקולות ותצטרכו לספור זאת. 

אורך קשר: קשר משולש הכי קצר, וקשר יחיד הוא הכי ארוך.
קשר משולש הוא בעל אנרגיית קשר הכי גבוהה כי הוא קושר הכי חזק מכולם, יידרש לשבור שלושה קשרים שלו ולכן נדרש למעשה הרבה אנרגייה כדי לשבור את הקשר הזה. קשר יחיד הוא בעל אנרגיית קשר הכי קטנה. 

חוזק קשר (אנרגיית קשר) במולקולה: יוני > קשר מימן > קשר משולש > קשר כפול > קשר יחיד.
טיפ: קיים יחס הפוך בין אורך קשר לאנרגיית קשר. 

מולקולה קוטבית פולרית - מולקולה שיש לה קוטביות אזור שלילי ואזור חיובי, איך נזהה מולקולות כאלה? כמה טיפים:
א. הפרש אלקטרושליליות גדול - כאשר יש מולקולה עם אלקטרונים לא זהים, כלומר בעלי הפרש אלקטרושליליות גדול כמו מולקולת H-F שהיא הכי קוטבית בזכות הפרש אלקטרושליליות זה.

ב. אין סימטריה - כאשר המולקולה לא סימטרית עם אטומים זהים כדי שהמינוס פלוס יתבטל.

ג. יש אלקטרונים בלתי קושרים - כאשר יש אלקטרונים בלתי קושרים במולקולה. כמו SeF4 ו- PH3 שלמרות שיש להן אטומי פריפריה זהים והיא כמעט סימטרית למראית עין הן קוטביות. האלקטרונים הבלתי קושרים יוצרים חוסר סימטריה. 

דוגמה למולקולה לא קוטבית SiH4.

קשרי מימן - ניתן לאפיין מולקולה בעלת תכונה של יצירת קשרי מימן והן קשרים חזקים יותר מקשר קוולנטי אך לא יותר מקשר יוני. נוכל לזהות מולקולות כאלו כאשר יש להן לפחות אחד מאטומי NOF וגם עבור כל אחד מהם צריך שיהיה אטום H במולקולה לפחות. לדוגמה: CH3OH, CH3NH2. 
ככל שיש יותר קשרי מימן במולקולה כך היא יותר חזקה. 

צמיגות - מאפיין מולקולה בעלת קשרים חזקים למשל מולקולה שיש לה מספר קשרי מימן תהייה צמיגית מאוד.

אם חוזק הקשר דומה ניתן להשוות באמצעות אריכות המולקולה ככל שהיא יותר ארוכה ומסועפת כך היא יותר צמיגית. 

ייתכן שיתנו לכם להשוות בין מולקולות ולומר מי יותר צמיגי ולמה. תצטרכו לזהות ולהתחשב בקשרים חוזק הקשרים. 

גיאומטריית vsepr - גאומריית המולקולות - ישנה טבלה מסודרת היטב בעמוד הבא ומומלץ לראות שם. 
יש הבדל בין גאומטריה מולקולרית (לפי מספר אזורי צפיפות כולל בלתי קושרים לפי הטבלה)  לגאומטריה אלקטרונית (לפי מספר אזורי צפיפות). 

הכלאות - רמה בסיסית:
קשר יחיד אזור צפיפות (SN), קשר כפול הוא אזור צפיפות, קשר משולש הוא אזור צפיפות וגם זוג אלקטרונים בלתי קושרים הוא אזור צפיפות.
הכלאה נקבעת על פי אזור צפיפות.

אזור צפיפות 4 עובר הכלאה SP3

אזור צפיפות 3 עובר הכלאה SP2
אזור צפיפות 2 עובר הכלאה SP

הכלאה מבוצעת על אטום מרכזי במולקולה ובדרכ לא על מימן.