ORBITALS ATÒMICS: EN QUÈ CONSISTEIXEN I TIPUS - QUIMICA - 2025

Els orbitals atòmics són aquelles regions de l'àtom definides per una funció d'ona per als electrons. Les funcions d'ona són expressions matemàtiques obtingudes de la resolució de l'equació de Schrödinger. Aquestes descriuen l'estat energètic d'un o més electrons en l'espai, així com la probabilitat de trobar-lo.

Aquest concepte físic, aplicat pels químics per a l'enteniment de l'enllaç i la taula periòdica, considera a l'electró com una ona i partícula a el mateix temps. Per tant, queda descartada la imatge de el sistema solar, on els electrons són planetes girant en òrbites al voltant de l'nucli o el sol.

Font: By haade, via Wikimedia Commons

Aquesta visualització obsoleta resulta pràctica a l'hora d'il·lustrar els nivells energètics de l'àtom. Per exemple: un cercle envoltat per anells concèntrics representant les òrbites, i els seus electrons estàtics. De fet, aquesta és la imatge amb la qual s'introdueix l'àtom als nens i joves.

No obstant això, la veritable estructura atòmica és massa complexa per tan sols tenir una imatge aproximada d'ella.

Considerant llavors a l'electró com una ona-partícula, i resolent l'equació diferencial d'Schrödinger per a l'àtom d'hidrogen (el sistema més simple de tots), es va obtenir els famosos números quàntics.

Aquests números indiquen que els electrons no poden ocupar qualsevol lloc de l'àtom, sinó només els que obeeixin un nivell d'energia discret i cuantizado. L'expressió matemàtica de l'anterior es coneix com a funció d'ona.

Així, a partir de l'àtom d'hidrogen, es va estimar una sèrie d'estats energètics regits pels nombres quàntics. A aquests estats energètics se'ls van nomenar orbitals atòmics.

Però, aquests només descrivien el parador d'un electró en un àtom hidrogenoide. Per a altres àtoms, els polielectrònics, des del heli en endavant, es va fer una aproximació orbital. Per què? Perquè la resolució de l'equació de Schrödinger per àtoms amb dos o més electrons resulta molt complicada (fins i tot amb la tecnologia actual).

En què consisteixen els orbitals atòmics?

Els orbitals atòmics són funcions d'ones que consten de dos components: un radial, i un altre angular. Aquesta expressió matemàtica s'escriu com:

Ψ _nlml = R _nl (r) · I _LML (θφ)

Encara que pugui semblar complicada a el principi, cal notar que els números quàntics n, li ml vénen indicats amb lletres petites. Això vol dir que aquests tres nombres descriuen l'orbital. R _nl (r), més conegut com la funció radial, depèn de NYL; mentre que I _LML (θφ), funció angular, depèn de li ml.

En l'equació matemàtica també hi ha les variables r, distància a l'nucli, i θ i φ. El resultat de tot aquest conjunt d'equacions és una representació física dels orbitals. Quin? La que s'observa en la imatge superior. Allà es mostren una sèrie d'orbitals dels quals seran explicats en els següents apartats.

Les seves formes i dissenys (no els colors) provenen de graficar en l'espai les funcions d'ona i els seus components radial i angular.

Funció d'ona radial

Com es veu en l'equació, R _nl (r) depèn tant de n com de l. Llavors, la funció d'ona radial ve descrita pel nivell energètic principal i els seus subnivells.

Si se li pogués fer una fotografia a l'electró sense prendre en compte la seva direcció, es podria observar un punt infinitament petit. Llavors, prenent milions de fotografies, podria detallar com canvia el núvol de punts en funció de la distància a l'nucli.

D'aquesta manera, es pot comparar la densitat del núvol en les llunyanies i rodalies de l'nucli. Si es repetís la mateixa operació però amb un altre nivell o subnivell energètic, es formaria un altre núvol que tanca l'anterior. Entre les dues hi ha un espai petit on l'electró no s'ubica mai; això és el que es coneix com a node radial.

Així mateix, en els núvols existeixen regions amb major i menor densitat electrònica. A mesura que es tornen més grans i s'allunyen més de l'nucli, tenen més nodes radials; ia més, una distància r on l'electró ronda amb més freqüència i és més probable trobar-lo.

Funció d'ona angular

Novament, de l'equació es coneix que I _LML (θφ) ve descrita principalment pels nombres quàntics li ml. Aquesta vegada participa de l'nombre quàntic magnètic, per tant, la direcció de l'electró en l'espai està definida; i aquesta direcció pot graficarse a partir de les equacions matemàtiques que involucren les variables θ i φ.

Ara, no es procedeix a fer fotografies, sinó a gravar un vídeo de la trajectòria de l'electró en l'àtom. A l'contrari que l'experiment anterior, es desconeix on exactament es troba l'electró, però sí cap a on es dirigeix.

A l'moure, l'electró descriu un núvol més definida; de fet, una figura esfèrica, o una amb lòbuls, com les que s'observen en la imatge. El tipus de figures i la seva adreça en l'espai vénen descrits per li ml.

Hi ha regions, properes a l'nucli, on l'electró no transita i la figura desapareix. Tals regions es coneixen com a nodes angulars.

Per exemple, si s'observa el primer orbital, esfèric, ràpidament s'arriba a la conclusió que és simètric en totes les direccions; però, això no passa igual amb els altres orbitals, les formes deixen a la llum espais buits. Aquests poden observar-se en l'origen de el pla cartesià, i en els plànols imaginaris entre els lòbuls.

Probabilitat de trobar a l'electró i enllaç químic

Font: By CK-12 Foundation (File: High School Chemistry.pdf, page 265), via Wikimedia Commons

Per determinar quina és la veritable probabilitat de trobar un electró en un orbital, cal considerar les dues funcions: radial i angular. Per tant, no n'hi ha prou amb assumir el component angular, és a dir, la forma il·lustrada dels orbitals, sinó també com canvia la seva densitat electrònica que fa a la distància de l'nucli.

No obstant això, pel fet que les direccions (ml) distingeixen un orbital d'un altre, resulta pràctic (encara que potser no de el tot correcte) considerar només la forma d'aquest. D'aquesta manera, s'explica la descripció de l'enllaç químic mitjançant el solapament d'aquestes figures.

Per exemple, a dalt es mostra una imatge comparativa de tres orbitals: 1s, 2s i 3s. Cal notar els seus nodes radials al seu interior. L'orbital 1s manca de node, mentre que els altres dos tenen un i dos nodes.

A l'hora de considerar un enllaç químic, és més fàcil tenir en ment només la forma esfèrica d'aquests orbitals. D'aquesta manera, l'orbital ns s'aproxima a un altre, ia una distància r, l'electró formarà un enllaç amb l'electró de l'àtom veí. D'aquí sorgeixen diverses teòriques (TEV i TOM) que expliquen aquest enllaç.

Com es simbolitzen?

Els orbitals atòmics, de manera explícita, es simbolitzen com: nl _ml.

Els números quàntics prenen valors enters 0, 1, 2, etc., però per simbolitzar els orbitals només es deixa an un valor numèric. Mentre que per a ell, se substitueix el nombre sencer per la seva lletra corresponent (s, p, d, f); i per ml, una variable o fórmula matemàtica (excepte per ml = 0).

Per exemple, per l'orbital 1s: n = 1, s = 0, i ml = 0. El mateix s'aplica per a tots els orbitals ns (2s, 3s, 4s, etc.).

Per simbolitzar la resta dels orbitals, és necessari abordar els seus tipus, cadascun amb nivells energètics i característiques propis.

tipus

orbitals s

Els números quàntics l = 0, i ml = 0 (a més dels seus components radial i angular) descriuen un orbital amb forma esfèrica. Aquest és el que encapçala la piràmide de orbitals de la imatge inicial. Així mateix, tal com s'aprecia en la imatge dels nodes radials, pot esperar-se que els orbitals 4s, 5s i 6s, tinguin tres, quatre i cinc nodes.

Es caracteritzen per ser simètrics i els seus electrons experimenten una major càrrega nuclear efectiva. Això es deu al fet que els seus electrons poden penetrar capes internes i rondar molt a prop de el nucli, el qual exerceix una atracció positiva sobre ells.

Per tant, hi ha una probabilitat que un electró 3s pugui penetrar a l'orbital 2s i 1s, aproximant-se a l'nucli. Aquest fet explica per què un àtom amb orbitals híbrids sp, és més electronegatiu (amb major tendència a atreure densitat electrònica dels seus àtoms veïns) que aquell amb hibridació sp ³.

Així, els electrons dels orbitals s són els que més experimenten la càrrega de l'nucli i són energèticament més estables. Conjuntament, exerceixen un efecte d'apantallament sobre els electrons d'altres subnivells o orbitals; és a dir, disminueixen la càrrega nuclear real Z experimentada pels electrons més externs.

orbitals p

Font: David Manthey via Wikipedia

Els orbitals p posseeixen els números quàntics l = 1, i amb valors de ml = -1, 0, +1. És a dir, un electró en aquests orbitals pot prendre tres direccions, les quals es representen com unes manuelles grogues (d'acord a la imatge superior).

Cal notar que cada manuelles se situa al llarg d'un eix cartesià x, yiz. Per tant, aquell orbital p ubicat en l'eix x, es denota com p _x; el que està en l'eix i, p _i; i si apunta perpendicularment a el pla xy, és a dir, sobre l'eix z, és llavors p _z.

Tots els orbitals són perpendiculars entre si, és a dir, formen un angle de 90º. Així mateix, la funció angular desapareix en el nucli (l'origen de l'eix cartesià), i només hi ha la probabilitat de trobar a l'electró dins dels lòbuls (la densitat electrònica depèn de la funció radial).

Pobre efecte apantallament

Els electrons d'aquests orbitals no poden penetrar capes internes amb la mateixa facilitat que la dels orbitals s. Comparant les seves formes, els orbitals p semblen que estan més a prop de el nucli; però, els electrons ns es troben amb més freqüència al voltant de l'nucli.

Quina és la conseqüència de l'anterior? Que un electró p experimenta una menor càrrega nuclear efectiva. I a més, aquesta última es redueix encara més per l'efecte d'apantallament dels orbitals s. Això explica, per exemple, per què un àtom amb orbitals híbrids sp ³ és menys electronegatiu que aquell amb orbitals sp ² o sp.

També és important ressaltar que cada manuelles té un pla nodal angular, però cap node radial (els orbitals 2p res més). És a dir, si se li li caurà, al seu interior no hi hauria capes com amb l'orbital 2s; però a partir de l'orbital 3p des d'ara, si començarien a observar-nodes radials.

Aquests nodes angulars són responsables que, els electrons més externs, experimentin un pobre efecte d'apantallament. Per exemple, els electrons 2s apantallar als dels orbitals 2p en millor grau, que els electrons 2p als de l'orbital 3s.

Px, Py i Pz

Atès que els valors de ml són -1, 0 i +1, cada un representa un orbital Px, Py o Pz. En total, tenen capacitat per 6 electrons (dos per cada orbital). Aquest fet és crucial per a l'enteniment de la configuració electrònica, taula periòdica, i els elements que conformen l'anomenat bloc p.

orbitals d

Font: By Hanilakkis0528, from Wikimedia Commons

Els orbitals d tenen valors de l = 2, i ml = -2, -1, 0, +1, +2. Hi ha per tant 5 orbitals capaços d'albergar 10 electrons en total. Les cinc funcions angulars dels orbitals d es representen en la imatge superior.

Els primers, els orbitals 3d, no tenen nodes radials, però tots els altres, excepte l'orbital d _z2, posseeixen dos plans nodals; no els plànols de la imatge, ja que aquests només mostren en quins eixos se situen els lòbuls ataronjats amb formes de fulles de trèvol. Els dos plans nodals són aquells que bisecan perpendicular a l'àmbit gris.

Les seves formes els fan encara menys efectius per a apantallar la càrrega nuclear efectiva. Per què? Perquè posseeixen més nodes, pels quals el nucli pot atreure els electrons externs.

Per tant, tots els orbitals d contribueixen a que l'increment dels radis atòmics sigui menys pronunciat passant d'un nivell energètic a un altre.

orbitals f

Font: By Geek3, from Wikimedia Commons

Finalment, els orbitals f tenen nombre quàntic amb valors de l = 3, i ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Són set orbitals f, per a un total de catorze electrons. Aquests orbitals comencen a estar disponibles a partir de el període 6, simbolitzats superficialment com 4f.

Cadascun de les funcions angulars representa lòbuls amb formes intricades i diversos plans nodals. Per tant, apantallar encara menys els electrons externs i aquest fenomen explica el que es coneix com contracció lantánida.

Per aquesta raó pels àtoms pesats no hi ha una variació pronunciada dels seus radis atòmics d'un nivell na altre n + 1 (6n a 7n, per exemple). Fins ara, els orbitals 5f són els últims trobats en àtoms naturals o artificials.

Amb tot això en ment, s'obre un abisme entre el que es coneix com òrbita i els orbitals. Encara que textualment siguin semblants, en la realitat són molt diferents.

El concepte d'orbital atòmic i l'aproximació orbital han permès donar-los explicacions a l'enllaç químic, i com aquest pot, d'una manera o altra, incidir en l'estructura molecular.

referències

1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgànica. (Quarta edició., Pàg. 13-8). Mc Graw Hill.
2. Harry B. Gray. (1965). Electrons and Chemical Bonding. WA Benjamin, Inc. New York.
3. Quimitube. (Sf). Orbitals atòmics i nombres quàntics. Recuperat de: quimitube.com
4. Nau CR (2016). Visualizing Electron Orbitals. Recuperat de: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
5. Clark J. (2012). Atomic Orbitals. Recuperat de: chemguide.co.uk
6. Contes quàntics. (26 d'agost de 2011). Orbitals atòmics, una mentida d'institut. Recuperat de: cuentos-cuanticos.com