Vidi kôd stranice Orbitale

{{Spajanje|Elektronska ljuska}}
== Atomske orbitale ==
Početkom XX. stoljeća, kada je znanstvenicima struktura [[atom]]a postala jasnija ([[Rutherfordovo raspršenje|Rutherfordov pokus]]), atomi se predstavljaju kao minijaturni [[sunčev sustav|sunčevi sustavi]]: [[elektron]]i po '''orbitama''' kruže oko masivne [[Atomska jezgra|jezgre]].

[[Bohrov model atoma|Bohrova teorija]] i [[kvantna mehanika]] su dale novi uvid u prirodu atoma. Po kvantnoj mehanici objekti nisu točno lokalizirani na jednom mjestu, već postoji određena gustoća vjerojatnosti nalaženja u određenom prostoru. Tako elektron nije "kuglica" koja se nalazi u blizini jezgre, već se on rasprostire u prostoru oko jezgre. To dovodi do posljedice da elektron ne može zauzeti bilo koju stazu oko jezgre. Zato se te staze ne nazivaju '''orbitama''' nego '''orbitalama'''.

Austrijski fizičar [[Erwin Schrödinger]] je uspio riješiti svoju jednadžbu, primijenjenu na vodikovom atomu, što je kao rezultat dalo jednadžbe orbitala i pripadajuće energije. Orbitala se u [[Schrödingerova jednadžba|Schrödingerovoj jednadžbi]] predstavlja kao [[valna funkcija]]. Opće rješenje Schrödingerove jednadžbe u polarnom koordinatnom sustavu za [[vodik]]ov atom je:



<math>\Psi\, \left (r, \theta, \phi \right)=R_{n}(r)\Theta_{l, m_l}(\theta)\Phi_{m_l}(\phi)</math>


<math>\Phi_{m_l}(\phi)=\frac{1}{\sqrt{2\pi}}e^{i m_l \phi}</math>


<math>\Theta_{l m_l}(\theta)=P_{m_l}\cos\theta</math>


<math>R_{n l}(r)=\sqrt(\frac{n+1}{2n(n-1)!})L_{n l}(r)\frac{e^{-\rho}}{2n}</math>


<math>E=\frac{m_e e^4}{32 \pi^2 \epsilon_0^2 h^2} \frac{1}{n^2}</math>


Ψ: ukupna valna funkcija

R: radijalna valna funkcija

Θ i Φ:  kutne valne funkcije, njihov umnožak su sferni harmonici

P<sub>ml</sub>: Legendreov polinom

L<sub>n, l</sub>(r): Laguerrov polinom

Kao parametri ove jednadžbe javljaju se [[kvantni brojevi]]: n = glavni kvantni broj, l = azimutni kvantni broj m<sub>l</sub> = magnetski kvantni broj.
Azimutni broj orbitale s kvantnim brojem n može biti: 0 … n-2, n-1, n
Magnetski broj orbitale s glavnim kvantnim brojem n može biti: -n, -n+1, -n+2, ..., 0, ... n-2, n-1, n

'''Orbitale''' s azimutnim brojem l = 0 se označavaju '''s''' (ime potječe od početnog slova naziva spektralne linije ''sharp''). Slično se označavaju i ostale orbitale: '''p''' (principal), '''d''' (diffuse), '''f''' (fundamental), '''h''', '''i''', '''j''', '''k'''...

S obzirom na gore navedena ograničenja u azimutnim i magnetskim kvantnim brojevima, i s obzirom na to da svaki elektron mora imati različiti kvantni broj, svaka orbitala može imati, tj. primiti određeni broj elektrona:

{|border='1'
 |orbitala
 |l
 |m<sub>l</sub>
 |broj elektrona
 |-
 |s
 |0
 |0
 |2
 |-
 |p
 |1
 |1, 0, -1
 |6
 |-
 |d
 |2
 |2, 1, 0, -1, -2
 |10
 |-
 |f
 |3
 |3, 2, 1, 0, -1, -2, -3
 |14
 |-
 |g
 |4
 |4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3, -4
 |18
 |-
 |h
 |5
 |5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3, -4, -5
 |22
 |}


S obzirom na ograničenje azimutnih kvantnih brojeva s obzirom na glavne kvantne brojeve, sljedeće orbitale mogu postojati s danim glavnim kvantnim brojem:

{|
 |
 |-
 |1
 |s
 |-
 |2
 |s, p
 |-
 |3
 |s, p, d
 |-
 |4
 |s, p, d, f
 |-
 |5
 |s, p, d, f, g
 |-
 |6
 |s, p, d, f, g, h
 |-
 |7
 |s, p, d, f, g, h, i
 |}

Svi do sada otkriveni elementi imaju popunjene '''s''', '''p''', '''d''' ili '''f''' orbitale.

== Molekulske orbitale ==

Vezanjem atoma u molekule, iz atomskih nastaju '''molekulske orbitale'''.

Molekulske orbitale koje povećavaju elektronsku gustoću između atoma, doprinose vezivanju atoma (jer smanjuju [[Elektrostatika|elektrostatsko]] odbijanje jezgara), nazivaju se '''vezne orbitale''', za razliku od '''protuveznih orbitala''', koje smanjuju elektronsku gustoću između atoma. '''Nevezne orbitale''' su obično lokalizirane na jednom atomu i ne pridonose stabilnosti molekule. Preklapanjem dvije atomske orbitale nastaje par molekulskih orbitala: jedna vezna i jedna protuvezna. Ako vezna orbitala sadrži više [[elektron]]a od protuvezne, molekula će biti stabilna.

Molekulske orbitale se mogu podijeliti po njihovoj simetriji:

'''σ orbitale''' su simetrične s obzirom na internuklearnu os (os koja prolazi kroz jezgre dvaju atoma). σ orbitale mogu nastati preklapanjem bilo kojih atomskih orbitala (s-s, s-p, p-p, s-d...). Gotovo sve jednostruke veze u kemiji su σ orbitale. σ orbitale tvore [[σ veza|σ vezu]].

'''π orbitale''' su antisimetrične s obzirom na 180º rotaciju oko internuklearne osi. π orbitale mogu nastati preklapanjem p i/ili d (i f) orbitala (p-p, p-d, d-d...), ako već postoji σ veza. π orbitale tvore [[π veza|π veze]]. Atomske orbitale koje tvore π orbitale obično imaju manje preklapanje nego σ orbitale, pa su obično slabije od σ orbitala. π veze nastaju kao dodatak σ vezama. Između dva atoma mogu nastati dvije π veze. U molekulama koje sadrže dvostruku vezu, jedna veza u dvostrukoj vezi je 
σ veza, a druga je π veza, a u slučaju trostruke veze, atomi su povezani jednom σ vezom i dvjema π vezama.

'''δ orbitale''' su simetrične s obzirom na rotaciju od 180[[stupanj (kut)|°]] oko internuklearne osi, a antisimetrične s obzirom na rotaciju od 90º oko internuklearne osi. δ orbitale mogu naststi preklapanjem d (i/ili f) orbitala. Do sada su otkrivene u samo nekoliko [[kompleksni spojevi|kompleksnih spojeva]] [[molibden]]a i [[volfram]]a. δ veze, koje nastaju od δ orbitala, nastaju pored jedne σ veze i dvije π veze, kao četvrta veza.

==Literatura==
* Ivan Filipović, Stjepan Lipanović: ''Opća i anorganska kemija'', Školska knjiga, Zagreb, 1995. 


[[Kategorija:Kvantna mehanika]]
[[Kategorija:Kemija]]