Elektroni aatom- ja molekulaarorbitaalid. Orbitaalide kaart (**vasakul**) on reastatud energia suurenemise järgi (vaata Madelungi reegel). *Märkus: Aatomorbitaalid on kolme muutuja funktsioonid (kaks nurka ja kaugus tuumast (r)). Need pildid kujutavad enam-vähem tõepäraselt orbitaali kaldenurka, kuid ei näita siiski täpset orbitaali kuju tervikuna.*
**Aatomorbitaal** (ingl *atomic orbital*) on ruumiosa, kus on suur tõenäosus aatomi elektron leida. Alternatiivselt nimetatakse aatomorbitaaliks elektroni lainefunktsiooni, mis kirjeldab selle elektroni asukohta aatomis. Elektroni lainefunktsioon on komplekssuurus, mis vahetut tähendust reaalses elus ei oma, kuid selle interpreteerimine võimaldab anda statistilise hinnangu elektroni paiknemisele tuuma ümber.

Ajalugu
-------

Idee, et elektronid liiguvad orbiidilaadsetel trajektooridel aatomi sees, pakuti esmakordselt välja aastal 1904. Aastatel 1913–1926 arvati, et elektronid aatomis liiguvad ümber tuuma nagu planeedid ümber päikese. Püüd selgitada elektronide käitumist nende "orbiidil" suunas teadlasi kvantmehaanika seaduspärasuste avastamisele. Kvantmehaanika ennustuste järgi saavad mikroskoopiliste objektide puhul oluliseks mateeria lainelised omadused, mille tulemusena on elektron aatomituuma ümber "laiali määritud", st sel puudub selge trajektoor. Seetõttu kasutatakse elektronide jaoks sõna *orbiit* asemel sõna *orbitaal*, vihjates elektroni liikumismustri väiksemale määratusele ja arvestades selle lainelist omadust.

Struktuur
---------

### Orbitaali pinnad

Orbitaal näitab elektroni liikumisel tekkiva elektronpilve kuju. See kuju on lihtsustatud mudel ja selguse huvides tavaliselt näidatud lainefunktsiooni piirpinnana, ruumiosana, kus elektroni leidumise tõenäosus on suur - 90..95%. Tegelikult võib elektron asuda suuremas ruumiosas aga selle tõenäosus on väike. Elektron liigub põhiliselt vaid orbitaali määratud alas, kui pidada orbitaali all silmas vaid piirpinnaga määratud tinglikku osa. Väljapoole seda "orbitaali" üldistust satub ta üsna harva. Definitsiooni järgi asub elektron tuuma mõjuväljas olles alati aatomiorbitaalil (orbitaal on tegelikult pilve moodi ähmase äärealaga ruumiline kujund, mille kujutamine oleks oma ebamäärasuse tõttu väga ebaselge). Elektron ei saa aga asuda piirkonnas, kus lainefunktsiooni väärtus on null. Näiteks p-orbitaalide puhul võib vaadelda tasapinda, mis eristab orbitaali kahte poolt. Seda tasapinda nimetatakse nodaalpinnaks ehk sõlmpinnaks. Seda pinda aatomi tuuma kohal läbides muutub p-orbitaali lainefuntsiooni märk vastupidiseks.
Joonistel kujutatakse erineva märgiga lainefuntsiooni osad, mis eristuvad teineteisest sõlmpinnaga erinevate vävide või tumedusega.

### Orbitaali kuju

Kõik orbitaalid ei ole ühesuguse kujuga. s-orbitaal on sfäärilise kujuga, p-orbitaalil on kaks paisu teine teisel pool tuuma, d-orbitaalil on enamasti neli paisu, mille keskel paikneb tuum ja f-orbitaali korral on paisude paiknemine veel keerulisem. Orbitaalide (alamkihtide) nimed (s, p, d, f, g, ...) on saadud nende spektrijoontest: ***s**harp* (terav), ***p**rincipal* (põhiline), ***d**iffuse* (hajunud), ja ***f**undamental* (fundamentaalne) ning üks ülejäänud (g) ja järgmised hüpoteetilised orbitaalid (i,j jne.) on juba nimetatud tähestiku järjekorras. Mõnikord on kasutatud ka mnemoonikuid **s**fääriline ja **p**erifeerne.

Kvantarvud
----------

Kvantmehaanika reeglite kohaselt on aatomorbitaalid (konkreetsed lainefunktsioonid ja nende omadused) määratud järgmiste kvantarvudega:

1. peakvantarv n, mille võimalikud väärtused on 1, 2, 3, ...
2. orbitaalkvantarv l, mille võimalikud väärtused on 0, 1, 2, ... , n-1. Orbitaalkvantarve tähistatakse ka sümbolitega s, p, d, f, ...
3. magnetkvantarv m, mille võimalikud väärtused on -l, -(l-1), -(l-2), ... , 0, ... l-2, l-1, l
4. spinn s, millel on kaks võimalikku väärtust: +1/2, -1/2. Spinni väärtust väljendatakse ka sõnades "üles" ja "alla".

Kvantarvud n ja l määravad vastavalt elektronkihi ja alamelektronkihi. Et elektroni energia sõltub peamiselt viimasest kahest kvantarvust, siis räägitakse aatomorbitaalidest tihti vaid nende kahe kvantarvu mõistes. Täpse aatomorbitaali määramisel tuleb siiski arvesse võtta ka magnetkvantarvu ja elektroni spinni.

Alakihid
--------

Bohri mudeli järgi jaotati aatomi elektronkate kihtideks. Tänapäevane aatomimudel annab elektronkatte ehitusest täpsema pildi. Selle järgi jaotatakse elektronkihid omakorda alakihtideks. Esimene (kõige sisemine) elektronkiht koosneb vaid ühest alakihist. Igal järgmisel elektronkihil on üks alakiht rohkem kui eelmisel. Alakihtide arv igas elektronkihis võrdub selle kihi järjekorranumbriga n. Iga alakihi tähises märgitakse kõigepealt elektronkihi number ja seejärel alakihi tüüp (mida märgitakse vastava tähega).

s-alakiht on iga elektronkihi esimene alakiht. See on kõige madalama energiaga alakiht vastavas elektronkihis. s-alakihis asub vaid üks kerakujuline s-orbitaal.
p-alakiht järgneb s-alakihile alates teisest elektronkihist. Selle alakihi energia on veidi kõrgem kui s-alakihil. p-alakihis on 3 p-orbitaali. Need orbitaalid on piklikud, sarnanedes mõnevõrra hantlitega (sageli nimetataksegi neid hantlikujulisteks). p-orbitaalid paiknevad omavahel risti (on orienteeritud vastavalt piki x-, y- ja z-telge). d-alakiht tuleb juurde alates kolmandast elektronkihist. See on veel kõrgema energiaga kui eelmised alakihid. d-alakihis asub 5 d-orbitaali.
Need on veel keerukama kujuga kui p-orbitaalid. Elektronkihtide ehituses valitseb seega kindel süsteem:

* igas järgmises elektronkihis on üks alakiht rohkem;
* sama elektronkihi igas järgmises alakihis on 2 orbitaali rohkem kui eelmises.

s-alakihis on 1 orbitaal, p-alakihis on 3 orbitaali, d-alakihis on 5 orbitaali jne.
Arvestades, et igale orbitaalile mahub kuni kaks elektroni, saame arvutada, mitu elektroni mahub igasse alakihti ja igasse kihti. 
Näiteks süsinik: C +6/ 2)4) 
Süsinikul on 4 paardumata elektroni, järelikult moodustab 4 sidet. 
Seega on süsinik neljavalentne.
s ja p orbitaalid segunevad e hübridiseeruvad:
sp3 hübridisatsioon (4 sp3-hübriidset orbitaali, mis on suunatud tetraeedri tippudesse (tetraeedriline süsinik, sidemete vaheline nurk ≈109°)
sp2 hübridisatsioon (3 sp2-hübriidset orbitaali, mis on 120° nurga all ühel tasapinnal (tasapinnaline süsinik)ja 1 normaalne p-orbitaal)
sp hübridisatsioon (2 sp-hübriidset orbitaali, mis asetsevad ühel sirgel (lineaarne süsinik) ja 2 normaalset p-orbitaali)

Energiatasemed
--------------

Erinevatel orbitaalidel on erinev astmeliselt muutuv energia. Aatomituumale lähemal on orbitaali energia kõige madalam, eemaldudes tuumast energia suureneb kvantide võrra. Üks orbitaal mahutab Pauli keeluprintsiibi tõttu kuni 2 elektroni. Kaks elektroni, mis asuvad samal orbitaalil, moodustavad elektronipaari. Elektronidel on lisaks negatiivsele laengule ka magnetilised omadused. Selleks, et elektronid saaksid moodustada elektronipaari, peavad nende magnetväljad olema vastassuunalised. Teisisõnu ühe paari moodustavad elektronid on erineva spinniga. Vastassuunaline magnetväli vähendab elektronide omavahelist tõukumist ühesuguse (negatiivse) laengu tõttu.

Iga elemendi korral on samasuguste orbitaalide energiad erinevad, kuna erinevatel elementidel on tuumas erinev arv prootoneid, mis elektronidega orbitaalil vastastikmõju tekitavad. Näiteks orbitaali 1s energia nivoo on igal elemendil isesugune (see asjaolu ilmnes ka Henry Moseley avastuses, kes karakteerse röntgenkiirguse järgi täpselt Mendelejevi perioodilisussüsteemi anomaaliaid selgitas ja korrastas, ning eksperimentaalselt kinnitas - aatomituumas peab olema midagi, mis sellist järkjärgulist muutust iga järgneva elemendi puhul loob. Hiljem selgus, et see osake on prooton, mis tuumas asub ja ühe keemilise elemendi teisest keemilisest elemendist eristab), samuti ka teiste orbitaalide energiad teises elektronkihis (2s2p) jne. 

See, et iga keemilise elemendi samasugused orbitaalid on pisut erinevate energiatasemetega avaldub ka igale elemendile omases joonspektris. Näiteks heeliumi ja vesiniku elektronid on põhiolekus samal aatomorbitaalil (1s) aga nende joonspektrid on erinevad, see tähendab, et ka põhiolekus orbitaali energianivoo, energiatase ei saa olla samasugune. Elementidele omased kindlad jooned joonspektris (nii neeldumis- kui ka kiirgumisjooned) oli ajalooliselt esimene tõsiasi, mis osutas mingile aatomite kindlapiirilisele sisemisele omadusele, mida klassikalise füüsika piirides selgitada ei saanud. 19. sajandi lõpuosas avastati suurepärane matemaatiline kirjeldus vesiniku joonspektri kohta - Balmeri seeria (mingi kindel struktuur vesiniku aatomis on aga miks, sellele küsimusele vastust polnud). 20. sajandi alguses oli Bohri aatomimudel esimene, mis selliseid kindlaid olekuid aatomis teoreetiliselt selgitada püüdis. Hiljem selgus, et tema oletus aatomite diskreetse energiaga elektronidest oli õige, täpsustus ainult mõiste elektronide orbiitidest, millest said elektronide orbitaalid. Orbitaale sai kirjeldada Schrödingeri võrrandi abil. See võimaldab kvantmehaanilise süsteemi osakese lainefunktsiooni täpselt kirjeldada.

Energiatasemete korduv muster elementide elektronkihis on  perioodilisuse alus. Iga uus periood algab s-orbitaaliga, mis on oluliselt kõrgema energiaga võrreldes eelmise perioodi väärisgaasi viimase täitunud orbitaali energiaga. Kõik perioodid peale esimese lõppevad p-orbitaalide täitumisega. Üks elektronkiht moodustub lähedaste energiatega orbitaalidest. Järgmise elektronkihi s-orbitaal on eelmise kihi s-orbitaalist oluliselt suurema energiaga, sest sisemise kihi elektronid varjestavad tuumas olevate prootonite mõju. 

Põhjus miks enamus perioodilisus tabeli keemilistest elementidest on metallid on samuti seotud orbitaalide energiatasemetega. Kui esimestes perioodides on ülekaalus mittemetallid, siis alates 4. perioodist metallide arv suureneb ja suurenemine jätkub liikudes tabeli lõpuni. See tuleneb d- ja f-orbitaalide energiatasemetest, mis on madalamad ja täituvad enne kui perioodi lõpetavad p-orbitaalid. Täitumine on madaluse järjekorras. Elektronidega täitumist ergastamata aatomi elektronkattes juhivad energia miinimumi printsiip ja teisalt Pauli keeluprintsiip. See esimene printsiip on omane kõikidele füüsikalistele süsteemidele, sealhulgas ka aatomitele.

Vaata ka
--------

* Aufbau printsiip
* Molekulorbitaal

Viited
------

1. ↑  Peter Atkins, Loretta Jones (2012). *Keemia alused. Teekond teadmiste juurde. Neljas väljaanne*. Basingstoke, New York: W.H. FREEMAN & Co. Lk 949.
2. ↑  Peter Atkins, Loretta Jones (2012). *Keemia alused. Teekond teadmiste juurde. Neljas väljaanne*. New York: W.H. FREEMAN & Co. Lk 149, 155.
3. ↑  Orgaaniline keemia : õpik kõrgkoolidele / Francis A. Carey, Robert M. Giuliano ; [tõlge eesti keelde Kristin Lippur ... jt. ; toimetaja Tõnis Kanger ; kaanekujundaja Tiia Eikholm ; kaanefoto: Heiti Paves], Tallinna Tehnikaülikooli Kirjastus, 2014 1296 lk.  (vaata lk 4 ja 5)
4. ↑   Sissejuhatus kvantmehaanikasse : sissejuhatus kvantteooriasse. Kvantmehaanika alused. Autor Rein-Karl Loide, Kirjastus Avita, 2007; ISBN 9789985212820 (lk 79)