En química y física, los orbitales atómicos son una función llamada función de onda que describe las propiedades características de no más de dos electrones en la vecindad de un núcleo atómico o sistema de núcleos, como en una molécula. Un orbital a menudo se representa como una región tridimensional dentro de la cual hay un 95 por ciento de posibilidades de encontrar un electrón.
Orbitales y órbitas
Cuando un planeta se mueve alrededor del Sol, traza un camino llamado órbita. De manera similar, un átomo puede representarse como electrones que giran en órbitas alrededor del núcleo. De hecho, las cosas son diferentes y los electrones están en regiones del espacio conocidas como orbitales atómicos. La química se contenta con un modelo simplificado del átomo para calcular la ecuación de onda de Schrödinger y, en consecuencia, determinar los posibles estados del electrón.
Las órbitas y los orbitales suenan similares, pero tienen significados completamente diferentes. Es extremadamente importante entender la diferencia entre ellos.
Imposible mostrar órbitas
Para trazar la trayectoria de algo, necesitas saber exactamente dónde está el objetose encuentra, y poder establecer dónde estará en un momento. Esto es imposible para un electrón.
Según el principio de incertidumbre de Heisenberg, es imposible saber exactamente dónde se encuentra una partícula en ese momento y dónde estará más adelante. (De hecho, el principio dice que es imposible determinar simultáneamente y con absoluta precisión su cantidad de movimiento y su cantidad de movimiento).
Por lo tanto, es imposible construir una órbita del electrón alrededor del núcleo. ¿Es esto un gran problema? No. Si algo no es posible, se debe aceptar y se deben encontrar formas de solucionarlo.
Electrón de hidrógeno – orbital 1s
Supongamos que hay un átomo de hidrógeno y en un momento determinado la posición de un electrón se imprime gráficamente. Poco después, se repite el procedimiento y el observador encuentra que la partícula está en una nueva posición. Se desconoce cómo llegó del primer lugar al segundo.
Si continúa de esta manera, gradualmente formará una especie de mapa 3D de dónde es probable que esté la partícula.
En el caso del átomo de hidrógeno, el electrón puede estar en cualquier lugar dentro del espacio esférico que rodea al núcleo. El diagrama muestra una sección transversal de este espacio esférico.
95% del tiempo (o cualquier otro porcentaje, ya que solo el tamaño del universo puede proporcionar un cien por ciento de certeza) el electrón estará dentro de una región del espacio fácilmente definida, lo suficientemente cerca del núcleo. Tal región se llama orbital. Los orbitales atómicos sonregiones del espacio donde existe un electrón.
¿Qué hace ahí? ¡No sabemos, no podemos saber, y por lo tanto simplemente ignoramos este problema! Solo podemos decir que si un electrón está en un orbital particular, entonces tendrá cierta energía.
Cada orbital tiene un nombre.
El espacio ocupado por el electrón de hidrógeno se llama orbital 1s. La unidad aquí significa que la partícula está en el nivel de energía más cercano al núcleo. S habla de la forma de la órbita. Los orbitales S son esféricamente simétricos con respecto al núcleo, al menos como una bola hueca de material bastante denso con un núcleo en el centro.
2s
El próximo orbital es 2s. Es similar a 1s, excepto que la ubicación más probable del electrón está más lejos del núcleo. Este es un orbital del segundo nivel de energía.
Si miras de cerca, notarás que más cerca del núcleo hay otra región de densidad electrónica ligeramente más alta ("densidad" es otra forma de indicar la probabilidad de que esta partícula esté presente en un lugar determinado).
Los electrones
2s (y 3s, 4s, etc.) pasan parte de su tiempo mucho más cerca del centro del átomo de lo que cabría esperar. El resultado de esto es una ligera disminución de su energía en los orbitales s. Cuanto más se acercan los electrones al núcleo, menor es su energía.
3s-, 4s-orbitales (y así sucesivamente) se están alejando más del centro del átomo.
orbitales P
No todos los electrones viven en orbitales s (de hecho, muy pocos lo hacen). En el primer nivel de energía, la única ubicación disponible para ellos es 1s, en el segundo, se agregan 2s y 2p.
Los orbitales de este tipo son más como dos globos idénticos, conectados entre sí en el centro. El diagrama muestra una sección transversal de una región tridimensional del espacio. Una vez más, el orbital solo muestra el área con un 95 por ciento de posibilidades de encontrar un solo electrón.
Si imaginamos un plano horizontal que pasa por el núcleo de tal manera que una parte de la órbita estará por encima del plano y la otra por debajo, entonces hay una probabilidad cero de encontrar un electrón en ese plano. Entonces, ¿cómo llega una partícula de una parte a otra si nunca puede pasar por el plano del núcleo? Esto se debe a su naturaleza ondulatoria.
A diferencia del orbital s-, el orbital p tiene cierta direccionalidad.
En cualquier nivel de energía, puedes tener tres orbitales p absolutamente equivalentes ubicados en ángulo recto entre sí. Se denotan arbitrariamente con los símbolos px, py y pz. Esto se acepta por conveniencia: lo que significan las direcciones X, Y o Z cambia constantemente, ya que el átomo se mueve aleatoriamente en el espacio.
Los orbitales P en el segundo nivel de energía se denominan 2px, 2py y 2pz. Hay orbitales similares en los siguientes: 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz y así sucesivamente.
Todos los niveles, excepto el primero, tienen orbitales p. En niveles más altos, los "pétalos" son más alargados, con la ubicación más probable del electrón a una distancia mayor del núcleo.
orbitales d y f
Además de los orbitales s y p, hay otros dos conjuntos de orbitales disponibles para los electrones en niveles de energía más altos. En el tercero, puede haber cinco orbitales d (con formas y nombres complejos), así como orbitales 3s y 3p (3px, 3py, 3pz). Hay un total de 9 aquí.
En el cuarto, junto con 4s, 4p y 4d, aparecen 7 orbitales f adicionales: 16 en total, también disponibles en todos los niveles de energía más altos.
Colocación de electrones en orbitales
Se puede pensar en un átomo como una casa muy elegante (como una pirámide invertida) con un núcleo que vive en la planta baja y varias habitaciones en los pisos superiores ocupadas por electrones:
- solo hay 1 habitación en el primer piso (1s);
- en la segunda habitación ya hay 4 (2s, 2px, 2py y 2pz);
- en el tercer piso hay 9 habitaciones (una 3s, tres 3p y cinco orbitales 3d) y así sucesivamente.
Pero las habitaciones no son muy grandes. Cada uno de ellos solo puede contener 2 electrones.
Una forma conveniente de mostrar las órbitas atómicas en las que se encuentran estas partículas es dibujar "células cuánticas".
Células cuánticas
NuclearLos orbitales se pueden representar como cuadrados con los electrones en ellos mostrados como flechas. A menudo, las flechas hacia arriba y hacia abajo se utilizan para mostrar que estas partículas son diferentes.
La necesidad de diferentes electrones en un átomo es una consecuencia de la teoría cuántica. Si están en orbitales diferentes, está bien, pero si están en la misma órbita, entonces debe haber alguna diferencia sutil entre ellos. La teoría cuántica dota a las partículas de una propiedad llamada "spin", que es a lo que se refiere la dirección de las flechas.
El orbital
1s con dos electrones se muestra como un cuadrado con dos flechas apuntando hacia arriba y hacia abajo, pero también se puede escribir aún más rápido como 1s2. Se lee "uno por dos", no "uno por cuadrado". Los números en estas notaciones no deben confundirse. El primero es el nivel de energía y el segundo es el número de partículas por orbital.
Hibridación
En química, la hibridación es el concepto de mezclar orbitales atómicos en nuevos orbitales híbridos capaces de emparejar electrones para formar enlaces químicos. La hibridación sp explica los enlaces químicos de compuestos como los alquinos. En este modelo, los orbitales atómicos de carbono 2s y 2p se mezclan para formar dos orbitales sp. El acetileno C2H2 consiste en un entrelazamiento sp-sp de dos átomos de carbono con la formación de un enlace σ y dos enlaces π adicionales.
Los orbitales atómicos del carbono en los hidrocarburos saturados tienenhíbridos idénticos sp3: orbitales con forma de mancuerna, una parte de la cual es mucho más grande que la otra.
La hibridación
Sp2 es similar a las anteriores y se forma mezclando un orbital s y dos p. Por ejemplo, en una molécula de etileno, se forman tres orbitales sp2- y un orbital p.
Orbitales atómicos: principio de llenado
Al imaginar las transiciones de un átomo a otro en la tabla periódica de elementos químicos, se puede establecer la estructura electrónica del siguiente átomo colocando una partícula adicional en la siguiente órbita disponible.
Los electrones, antes de llenar los niveles energéticos superiores, ocupan los inferiores situados más cerca del núcleo. Donde hay una opción, llenan los orbitales individualmente.
Este orden de llenado se conoce como la regla de Hund. Solo se aplica cuando los orbitales atómicos tienen energías iguales y también ayuda a minimizar la repulsión entre electrones, lo que hace que el átomo sea más estable.
Tenga en cuenta que el orbital s siempre tiene un poco menos de energía que el orbital p en el mismo nivel de energía, por lo que el primero siempre se llena antes que el segundo.
Lo que es realmente extraño es la posición de los orbitales 3d. Están en un nivel más alto que los 4s, por lo que los orbitales 4s se llenan primero, seguidos de todos los orbitales 3d y 4p.
La misma confusión ocurre en niveles más altos con más tejidos en el medio. Por lo tanto, por ejemplo, los orbitales atómicos 4f no se llenan hasta que todos los lugares en el6s.
Conocer el orden de llenado es fundamental para entender cómo describir estructuras electrónicas.
