duimnael|Die vorms van die eerste vyf atoomorbitale is: 1s, 2s, 2p, 2p en 2p. Die twee kleure toon die fase van die golffunksie in elke deel. In atoomteorie en kwantummeganika is 'n atoomorbitaal (of soms atoombaan of atoomwentelbaan) 'n wiskundige funksie wat die ligging en golfagtige gedrag van 'n elektron in 'n atoom beskryf. Hierdie funksie kan gebruik word om die waarskynlikheid te bereken om enige elektron van 'n atoom in enige spesifieke streek rondom die atoomkern te vind. Die term atoomorbitaal kan ook verwys na die fisiese gebied of ruimte waar die elektron bereken kan word om te wees, soos voorspel deur die spesifieke wiskundige vorm van die orbitaal.
Elke wentelbaan in 'n atoom word gekenmerk deur 'n stel waardes van drie van die kwantumgetalle, naamlik elektronenergie (n), hoekmomentum (ℓ) en die magnetiese kwantumnommer (m). Elke orbitaal kan deur 'n maksimum van twee elektrone beset word, elk met sy eie spin-kwantumgetal (s). Die orbitale het eenvoudige name, s-orbitaal, p-orbitaal, d-orbitaal en f-orbitaal. Die name verwys na die hoekmomentum kwantumgetal, onderskeidelik ℓ = 0, 1, 2 en 3. Hierdie name, tesame met die waarde van n, word gebruik om die elektronkonfigurasies van atome te beskryf. Dit is afgelei van die vroeë beskrywing van sekere reekse van alkalimetaal-spektroskopiese lyne as skerp, prinsipieel, diffus en fundamenteel. Orbitale vir ℓ > 3 gaan alfabeties voort maar laat j weg (g, h, i , k , ... ) omdat sommige tale nie die letters " i " en "j" onderskei nie.
Atoomorbitale is die basiese boustene van die atoombaanmodel (ook bekend as die elektronwolk- of golfmeganika-model), 'n moderne raamwerk om die submikroskopiese gedrag van elektrone in materie te visualiseer. In hierdie model kan die elektronwolk van 'n multi-elektronatoom by benadering gesien word as opgebou in 'n elektronkonfigurasie wat 'n produk is van eenvoudiger "waterstofagtige" atoomorbitale. Die herhalende periodisiteit van die blokke van 2, 6, 10 en 14 elemente binne gedeeltes van die periodieke tabel is natuurlik die gevolg van die totale aantal elektrone wat gevind word in 'n volledige stel van s, p, d en f atoomorbitale. Die orbitale behalwe s, dws. p, d, f, g, ens., kan verder opgebreek word in "suborbitale" wat tot 2 elektrone bevat. Die suborbitale word ook "sub-doppe" of "subskulpies" genoem.
Vir hoër waardes van die kwantumgetal n, veral wanneer die betrokke atoom 'n positiewe lading dra, word die energieë van sekere sub-orbitale baie dieselfde, en dus word die volgorder van bevolking van die elektrone in die orbitale deur gebruik van die Aufbau-beginsel ietwat willekeurig. Byvoorbeeld, die elektronkonfigurasie van Cr is [ Ar ]4s3d maar Cr is [ Ar ]3d. In die atoomfisika stem die atoomspektrale lyne ooreen met oorgange (kwantumspronge) tussen kwantumtoestande van 'n atoom. Hierdie toestande word gemerk deur 'n stel kwantumgetalle wat in die term simbool saamgevat word en gewoonlik geassosieer word met bepaalde elektronkonfigurasies, dws deur besettingskemas van atoomorbitale (byvoorbeeld 1s2s2p vir die grondtoestand van neon. Die grondtoestand het die simbool: S).
duimnael|250px|Atoomorbitale van die elektron in 'n waterstofatoom op verskillende energievlakke.
Einskappe van die elektron Met die ontwikkeling van kwantummeganika en eksperimentele bevindings is gevind dat die wentelende elektrone om 'n kern nie volledig as deeltjies beskryf kan word nie, maar dat dit deur die golf-deeltjie-dualiteit verklaar moet word. In hierdie sin het die elektrone die volgende eienskappe:
Golfagtige eienskappe: Die elektrone wentel nie om die kern soos die planete om die son wentel nie, maar bestaan eerder as staande golwe. Die laagste moontlike energie wat 'n elektron kan neem is dus soortgelyk aan die fundamentele frekwensie van 'n golf op 'n tou. Hoër energietoestande is soortgelyk aan harmonieke van daardie fundamentele frekwensie. Die elektrone is nooit op een punt geleë nie, alhoewel die waarskynlikheid om op 'n enkele punt met die elektron interaksie te hê, uit die golffunksie van die elektron gevind kan word. Die lading op die elektron werk asof dit in die ruimte uitgesmeer word in 'n deurlopende verspreiding, eweredig op enige punt met die kwadraat van die grote van die elektron se golffunksie.
Deeltjiesagtige eienskappe: Die aantal elektrone wat om die kern wentel, kan slegs 'n heelgetal wees. Elektrone spring soos deeltjies tussen orbitale. As 'n enkele foton byvoorbeeld die elektrone tref, verander slegs een elektron se toestand in reaksie op die foton. Die elektrone behou deeltjiesagtige eienskappe soos: elke golftoestand het dieselfde elektriese lading as sy elektrondeeltjie. Elke golftoestand het 'n enkele diskrete spin (spin op of spin af) afhangende van die kwantumsuperposisie daarvan.
Elektrone kan dus nie bloot as vaste deeltjies beskryf word nie. 'n Analogie is die van 'n groot en dikwels vreemd gevormde "atmosfeer" (die elektron) wat versprei is oor 'n relatief klein planeet (die atoomkern). Atoomorbitale beskryf die vorm van hierdie "atmosfeer" presies slegs wanneer 'n enkele elektron in 'n atoom voorkom. Wanneer meer elektrone by 'n enkele atoom gevoeg word, is die bykomende elektrone geneig om 'n eweredige hoeveelheid ruimte rondom die kern in te vul sodat die resulterende versameling (soms die "elektronwolk" genoem) na 'n algemeen sferiese sone van waarskynlikheid neig, wat die ligging van die elektron beskryf, as gevolg van die onsekerheidsbeginsel.
Waterstof-, Slater- of Guasstipe orbitale duimnael|350px|3D-aansigte van sommige waterstofagtige atoomorbitale wat waarskynlikheidsdigtheid en fase toon (g-orbitale en hoër word nie gewys nie)
Daar is drie wiskundige vergelykings wat gebruik word om die atoomorbitale voor te stel. Die eenvoudigste atoombaanvorme, gebaseer op die presiese oplossings van die Schrödinger-vergelyking vir 'n "waterstofagtige atoom", word in die onderrig gebruik. Gewysigde kombinasies van hierdie orbitale, genaamd Slater-tipe orbitale (STO) word algemeen gebruik vir atome en diatomiese molekules. 'n Derde tipe, die Guassiese tipe, word gebruik vir molekules met drie of meer atome, selfs al is hulle alleenweg nie so akkuraat as die STO's nie kan kombinasies van die Guassiese tipe die akkuraatheid van die "waterstofagtige" orbitale bereik.
Atoomorbitale word wiskundig in sferiese koördinate voorgestel as 'n funksie wat 'n kombinasie van sferiese harmonieke is (waar ℓ en m kwantumgetalle is).
Geskiedenis duimnael|links|150px|Deense fisikus Niels Bohr in 1922 Die term "orbitaal" is in 1932 deur Robert Mulliken geskep as 'n afkorting vir "een-elektron orbitale golffunksie". Die idee dat elektrone dalk om 'n kompakte kern met 'n bepaalde hoekmomentum kan draai, is minstens 19 jaar vroeër oortuigend aangevoer deur Niels Bohr, en die Japanse natuurkundige Hantaro Nagaoka het reeds in 1904 'n hipotese gebaseer op die gedrag van elektrone in 'n baan gepubliseer. Die verduideliking van die gedrag van hierdie "elektronwentelbane" was een van die dryfkragte vir die ontwikkeling van kwantummeganika.
Vroeë modelle Met J.J. Thomson se ontdekking van die elektron in 1897, het dit duidelik geword dat atome nie die kleinste boustene van die natuur is nie, maar eerder saamgestelde deeltjies. Die nuut ontdekte struktuur binne atome het baie mense laat bespiegel oor hoe die atoom se bestanddele met mekaar kon wissel. Thomson het geteoretiseer dat veelvuldige elektrone in wentelagtige ringe binne 'n positief gelaaide "jellie-agtige stof" draai, en tussen die ontdekking van die elektron en 1909 was hierdie "pruimpuddingmodel" die mees aanvaarde verklaring van die atoomstruktuur.
Kort na Thomson se ontdekking het Hantaro Nagaoka 'n ander model vir elektroniese struktuur voorspel. In teenstelling met die "pruimpoedingmodel", is die positiewe lading in Nagaoka se " Saturnusmodel" in 'n sentrale kern gekonsentreer wat die elektrone in sirkelbane trek wat aan die ringe van Saturnus herinner. Min mense het destyds kennis geneem van die werk van Nagaoka, en Nagaoka het selfs tydens die opvatting daarvan 'n fundamentele gebrek in die teorie erken, naamlik dat 'n klassieke gelaaide voorwerp nie orbitale beweging kan volhou nie omdat dit versnel en dus energie verloor deur elektromagnetiese bestraling. Desondanks blyk dit dat die Saturnusmodel meer in gemeen het met die moderne teorie as enige van sy tydsgenote.
Die Bohr-atoom duimnael|Die Rutherford–Bohr-model van die waterstofatoom In 1909 het Ernest Rutherford ontdek dat die grootste deel van die atoommassa in 'n kern gekondenseer is, wat ook positief gelaai is. Uit sy ontleding in 1911 het dit duidelik geword dat die pruimpoedingmodel nie die atoomstruktuur kon verklaar nie. In 1913 het Rutherford se postdoktorale student, Niels Bohr, 'n nuwe model van die atoom voorgestel, waarin elektrone in die klassieke wentelbane om die kern wentel, maar slegs toegelaat is om diskrete waardes van momentum te hê, gekwantifiseer in eenhede van h/2π en hierdie beperking het outomaties slegs sekere waardes van elektronenergieë toegelaat. Die Bohr-model van die atoom het die probleem van energieverlies as gevolg van bestraling van 'n grondtoestand opgelos en het die oorsprong van spektrale lyne verduidelik.
Na Bohr se gebruik van Einstein se verduideliking van die foto-elektriese effek om energievlakke in atome in verband te bring met die golflengte van uitgestraalde lig, het die verband tussen die struktuur van elektrone in atome en die emissie- en absorpsiespektra van atome 'n al hoe nuttiger instrument geword in die begrip van elektrone in atome. Die mees opvallende kenmerk van emissie- en absorpsiespektra (eksperimenteel bekend sedert die middel van die 19de eeu ) was dat hierdie atoomspektra diskrete lyne bevat. Die belang van die Bohr-model was dat dit die lyne in emissie- en absorpsiespektra in verband gebring het met die energieverskille tussen die wentelbane wat elektrone rondom 'n atoom kon neem. Dit is egter nie deur Bohr bereik deur die elektrone 'n soort golfagtige eienskappe te gee nie, aangesien die idee dat elektrone kan optree as materiegolwe eers elf jaar later voorgestel is. Die Bohr-model se gebruik van gekwantifiseerde hoekmomenta en dus gekwantifiseerde energievlakke was egter 'n belangrike stap in die rigting van die begrip van elektrone in atome, en ook 'n belangrike stap in die rigting van die ontwikkeling van kwantummeganika, wat daarop dui dat gekwantifiseerde beperkings alle vir beide diskontinue energievlakke en spektra in atome moet verreken.
Met Franse fisikus Louis de Broglie se voorsteling oor die bestaan van elektronmateriaalgolwe in 1924, en vir 'n kort tydjie voor die volledige Schrödinger-vergelyking in 1926 vir 'n waterstofagtige atoom, kon 'n Bohr-elektron "golflengte" gesien word as 'n funksie van sy momentum, en dus kan gesien word dat 'n elektron wat in 'n wentelbaan in 'n sirkel wentel op 'n veelvoud van sy halfgolflengte. Die Bohr-model kon vir 'n kort tydjie gesien word as 'n klassieke model met 'n bykomende beperking deur die "golflengte"-argument. Hierdie periode is egter onmiddellik vervang deur die volledige driedimensionele golfmeganika van 1926. In ons huidige begrip van fisika word die Bohr-model 'n "semi-klassieke model" genoem vanweë die kwantisering van die hoekmomentum en nie hoofsaaklik as gevolg van sy verhouding met elektrongolflengte, wa 'n dosyn jaar nadat die Bohr-model voorgestel is verskyn het.