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Química


ORBITALES

Ya vimos que el significado de un orbital está ilustrado más claramente por la distribución de probabilidad. También señalamos que una manera de representar un orbital es por la superficie que rodea el 90% de la probabilidad electrónica.

Las representaciones para los orbitales 1s, 2s, y 3s se encuentran en la Figura que se presenta. Obsérvese que los orbitales 2s y 2p presentan zonas de alta probabilidad separadas por zonas de probabilidad nula, estas últimas llamadas nodos o superficies nodales. Como regla general, la cantidad de (n-1) nodos están presentes en los orbitales " ns ". Nosotros los representaremos como una simple esfera " cada vez más grande " dependiendo del valor del número cuántico n.
Las formas de los orbitales 2p se muestran, en términos de la probabilidad a la izquierda (a) y la forma de superficie sólida a la derecha, (b), del orbital orientado a lo del eje z, del tamaño que contenga el 90% de los puntos de la Figura , la parte izquierda (a). Nuestra forma de describirlos de ahora en adelante, será como lo muestra la figura para los tres orbitales de esta capa que son 2px, 2py, 2pz. Obsérvese que ninguno es "esféricos" como los anteriores, sino que poseen lóbulos separados por un nodo en el núcleo. Estos orbitales 2p se nombran de acuerdo al eje de coordenadas (x,y,z) frente al que se desplazan.


Además, como usted lo esperará, los orbitales 3p muestran una forma similar, aunque más grande, que las señaladas para 2p, algo más compleja pero que no interesa en estos momentos.

No existen orbitales d con números cuánticos principales inferiores a n=3, puesto que estos deben caracterizarse por l=2. Las formas que tienen los cinco orbitales componentes 3d son los que se muestran a continuación, junto con la manera que usualmente se denominan: dx2-y2, dz2, dxy, dyz, dzx . Los orbitales d para n>3 son similares, salvo sus lóbulos que son más grandes.



En cuanto a los orbitales 4f estos no los mostraremos aquí, solo diremos que el la cantidad de lóbulos aumenta cada vez que el valor de el número cuántico l sube de 1 2  3  4. Estos orbitales no están involucrados en la materia de este curso. Por último, solo hemos tratado la forma de estos orbitales atómicos, pero nada hemos planteado respecto a sus energías. Ya sabemos que para el átomo H las energías están directamente relacionadas con el número cuántico n, por lo que en el átomo H todos los orbitales con el mismo valor de n poseen igual energía y se dice que son degenerados en energía.

Esta situación no es verdad para átomos polielectrónicos, ya que al circular varios electrones en orbitas, implica que existe un " grado de penetración" de unas a las otras, como lo muestra la figura más abajo para la distribución de probabilidad radial en los orbitales 3s, 3p y 3d. Esto significa que habrá un cierto grado de repulsión entre sí por lo que sus energías no deben ser la misma para un número cuántico n = 3 común a todas.



El orden experimental en que cada orbital se sitúa en una escala de energía, se muestra a continuación. A medida que la cantidad de electrones aumente al ir de un átomo a otro en la Tabla Periódica, estos orbitales se llenan de carga en sentido ascendente. Obsérvese que las energías 3s, 3p son diferentes siendo más estable el orbital 3s. Esta situación queda claramente explicada al examinar la Figura anterior, donde se observa que el 3s tiene una buena probabilidad para que el e- circule cerca del núcleo con una atracción superior a los otros y lo mismo se puede deducir comparando los valores de esa curva en referencia a los orbitales 3p y 3d; estos últimos son los de energía más alta.


EL SPIN DEL ELECTRÓN Y EL PRINCIPIO DE PAULI

Una propiedad importante del electrón que aún no hemos considerado, es el concepto del giro del electrón alrededor de si mismo, como lo muestra la figura siguiente. En realidad, este concepto fué desarrollada por Goudsmit y Uhlenbeck, cuando eran estudiantes de postgrado en la Universidad de Leyden, Holanda. Encontraron que un cuarto número cuántico (además de n,l y ml) era necesario para describir los detalles de los espectros de emisión de los átomos polielectrónicos. Este nuevo número cuántico, el numero cuántico de Spin ms , puede adquirir solo dos valores + y - que corresponden realmente a las dos posibilidades de giro alrededor de si mismo, hacia la derecha y hacia la izquierda que se muestran. Ya que una carga que se mueve produce un campo magnético, los dos espines producen campos magnéticos con sus polos N y S opuestos.

Nuestro propósito es usar estos descubrimiento en el sentido que le dio el físico Austríaco Wolfgang Pauli(1900 - 1958) en la forma de su Principio de Exclusión de Pauli: En un átomo cualquiera, no es posible que dos electrones puedan disponer de los mismos números cuánticos para

(n,l,ml,ms)

Así, puesto que ms solo puede adquirir dos valores , esto indica que en cada orbital sólo caben 2 electrones y deben poseer spines opuestos.



PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN PARA LA TABLA PERIÓDICA

Ahora procederemos a mostrar como este modelo mecánico-ondulatorio permite explicar la disposición de los átomos en el sistema periódico. Así, si los protones son agregados de a uno al núcleo atómico para construir diferentes elementos; de manera similar, los electrones se agregan de a uno a estos orbitales de manera simultánea con el aumento de protones, siempre ocupando el nivel de menor energía Este principio se conoce como el Principio de Construcción ( Aufbau) del Sistema Periódico.

El átomo H tiene un electrón, que ocupa el orbital 1s en su estado fundamental. Así, la configuración electrónica para el H se escribe como 1s1 o bien 1s­ .Es normal representar el electrón por flechas de dirección arriba o abajo, para destacar el sentido de giro de spin. En el elemento H, la flecha representa un electrón con un spín en una sola dirección.

La Tabla a continuación muestra el elemento He, con 2 electrones que, cuando ocupan el nivel de menor energía, forman el átomo Helio en su estado fundamental, con sus spines apareados. Allí también se muestran los átomos Li y N que son típicos en cada una de sus capas 2s y 2p .

Configuración Electrónica de Litio, Helio y Nitrógeno

 

1s

2s

2p

He

1s2

­

 

 

Li

1s22s1

­

­

 

N

1s22s22p3

­

­

­­­

En el He, los dos electrones presentan spines opuestos y por lo tanto se dice que sus spines están apareados, indicando con esto que son Diamagnéticos. Un simple experimento muestra que esto es así, ya que al anularse los campos magnéticos, un simple Imán como lo señala la figura (c), no lo atrae y por lo tanto pesa como en (a). Esto no es así para átomos con electrones desapareados, paramagnéticos, ya que el Imán los atrae a sus polos aplicando una fuerza magnética y desestabilizando la balanza como en (b)



En este sentido, el átomo H es Paramagnético por disponer de electrones no apareados y por tanto influido por magnetos externos. Resumiendo,

  • Elementos Paramagnéticos: Presentan spin resultante en distinta magnitud, dependiendo de la cantidad de electrones no apareados.

  • Elementos Diamagnéticos : El spin electrónico resultante es nulo por tener todos sus electrones apareados en sus diferentes capas orbitales.

Así, de la Tabla anterior, vemos que Li es paramagnético, Be es diamagnético , B (1s22s22p1 ) es paramagnético (un electrón no apareado), C(1s22s22p2) también lo es más y N (1s22s22p3) lo es con mayor razón por contener una semicapa completa (la mitad de la ocupación total permitida en el orbital 2p) de electrones no apareados. Como es de suponer, este no apareamiento se debe principalmente al carácter repulsivo entre dos electrones, los que evitarán agruparse en un solo orbital en tanto dispongan de otros sitios de igual energía. Así, hemos arribado a la regla de Hund:

Los electrones deben ocupar todos los orbitales de un subnivel dado en forma individual, antes que se inicie el apareamiento. Estos electrones suelen tener giros paralelos.



NOTACIÓN SIMPLIFICADA

A continuación se muestra la notación simplificada que se usa para la configuración electrónica de los átomos. También tendremos oportunidad para dar cuenta de la estabilidad que se alcanza a medida que aumenta el número de electrones en cada capa. Los resultados forman la siguiente tabla.

Átomo

Orbital

Configuración

 

1s

2s

2p

 
















1H

­

 

 

1s1

2He

­

 

 

1s2

3Li

­

­

 

[He]2s1

4Be

­

­

 

[He]2s2

5B

­

­

­

[He]2s22p1

6C

­

­

­­

[He]2s22p2

7N

­

­

­­­

[He]2s22p3

8O

­

­

­­­

[He]2s22p4

9F

­

­

­­­

[He]2s22p5

10Ne

­

­

­­­

[He]2s22p6
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