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Números Cuánticos y Orbitales
En el fascinante mundo de la química cuántica, uno de los conceptos más fundamentales para entender son los números cuánticos y los orbitales. Estos conceptos forman la columna vertebral de cómo entendemos la estructura de los átomos y el comportamiento de los electrones en un átomo. Cada electrón ocupa un conjunto particular de orbitales definidos por números cuánticos, ayudando a definir cómo interactúan los átomos en reacciones químicas.
Números cuánticos: direcciones de los electrones
Los números cuánticos son como un sistema de direcciones para los electrones en un átomo, detallando dónde se puede encontrar cada electrón dentro del átomo. Hay cuatro números cuánticos elementales: el número cuántico principal (n), el número cuántico azimutal o número cuántico de momento angular (l), el número cuántico magnético (m_l) y el número cuántico de espín (m_s).
Número cuántico principal (n)
El número cuántico principal, representado por n, indica el nivel principal de energía o la capa del electrón dentro del átomo. Estos niveles de energía son como órbitas circulares a distancias crecientes del núcleo. A medida que n aumenta, la energía y el tamaño del orbital aumentan, lo que significa que los electrones se encuentran más lejos del núcleo.
n puede tomar valores enteros positivos: 1, 2, 3, 4, etc. Números cuánticos principales más altos corresponden a niveles de energía más altos:
n = 1 (primera capa)
n = 2 (segunda capa)
n = 3 (tercera capa)
Por ejemplo, el átomo de hidrógeno con un solo electrón tiene su electrón en el estado n = 1 en su estado fundamental, que es el estado de menor energía.
Número cuántico azimutal (l)
El número cuántico azimutal, también conocido como el número cuántico de momento angular, es representado por l y define la forma del orbital. Para un número cuántico principal dado n, l puede tener valores enteros que van de 0 a n-1.
Para n = 1, l = 0
Para n = 2, l = 0, 1
Para n = 3, l = 0, 1, 2
Estos valores corresponden a diferentes tamaños de orbitales:
l = 0: orbital s (esférico)l = 1: orbital p (forma de mancuerna)l = 2: orbital d (forma de trébol)l = 3: orbital f (forma compleja)
Número cuántico magnético (m_l)
El número cuántico magnético, denotado por m_l, especifica la orientación del orbital en el espacio relativo a los tres ejes (x, y, z). Para un valor dado de l, m_l puede tener valores enteros que van de -l a +l.
Para l = 0, m_l = 0
Para l = 1, m_l = -1, 0, 1
Para l = 2, m_l = -2, -1, 0, 1, 2
Cada orbital puede contener dos electrones, que difieren en una propiedad definida por el cuarto número cuántico, que es el espín del electrón.
Número cuántico de espín (m_s)
El número cuántico de espín, m_s, describe el espín intrínseco del electrón, que es una propiedad cuántica fundamental. Tiene dos posibles valores: +1/2 o -1/2. Esta propiedad permite que cada orbital albergue dos electrones con espines opuestos.
Según el principio de exclusión de Pauli, no hay dos electrones en el mismo átomo que puedan tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos. Por lo tanto, en cualquier orbital, los espines de los dos electrones deben ser opuestos (+1/2 y -1/2).
Comprensión de los orbitales
El concepto de orbitales
En química cuántica, un orbital es una función matemática que describe el comportamiento ondulatorio de los electrones en los átomos. Un orbital puede ser visto como una región del espacio donde hay una alta probabilidad de encontrar un electrón. Los orbitales se definen por tres números cuánticos n, l y m_l.
A diferencia de las órbitas en el modelo de Bohr, las órbitas no determinan un camino fijo para los electrones, sino que definen una región en forma de nube donde es probable que se encuentren los electrones.
Observar los orbitales nos ayuda a entender cómo están dispuestos los electrones en los átomos y cómo participan en el enlace químico.
Orbitales s
Los orbitales s son esféricos y existen en cada nivel de energía a partir de n=1. El tamaño del orbital s aumenta con el aumento del número cuántico principal, n.
Forma: Redonda
Ejemplo:
1s, 2s, 3s indican orbitales s en diferentes niveles de energía.
El círculo de arriba es una representación del orbital s, donde el electrón tiene una probabilidad igual de ser encontrado en cualquier punto alrededor del núcleo.
Orbitales p
Los orbitales p tienen forma de mancuerna y existen en niveles de energía donde n >= 2. Para cada número cuántico principal n más allá de 2, hay tres orbitales p (l = 1), orientados a lo largo de los ejes x, y y z. Estos se llaman p_x, p_y y p_z.
Forma: Mancuerna
Ejemplo:
2p, 3p, 4p indican orbitales p en los correspondientes niveles de energía.
Las elipses de arriba representan la forma de un orbital p. Observa cómo se extienden en direcciones opuestas, indicando una forma de mancuerna.
Orbitales d
Los orbitales d tienen formas más complejas que los orbitales s y p. Estos orbitales existen desde n=3 en adelante, donde l = 2. Hay cinco posibles orbitales d: d_xy, d_yz, d_zx, d_{x^2-y^2} y d_{z^2}.
Forma: Trébol
Ejemplo:
3d, 4d indican orbitales d en diferentes niveles de energía.
El SVG muestra cómo se pueden ver los orbitales d con los lóbulos orientados en disposiciones espaciales específicas. Esta forma de trébol permite que los orbitales d participen en escenarios de enlace complejos.
Orbitales f
Los orbitales f son aún más complejos, apareciendo en el nivel de energía n=4 donde l=3. Las formas son altamente complejas, y estos orbitales son importantes en la química de los elementos lantánidos y actínidos.
Ejemplo:
4f, 5f indican orbitales f en diferentes niveles de energía.
Observar los orbitales f es un desafío porque tienen formas complejas y contienen múltiples lóbulos. Estos orbitales tienen un impacto significativo en las propiedades químicas y el comportamiento de enlace de elementos pesados.
Papel de los números cuánticos en la configuración electrónica
Los números cuánticos no solo ayudan a encontrar la posición del electrón dentro del átomo, sino que también desempeñan un papel crucial en la escritura de la configuración electrónica de un elemento. La configuración electrónica muestra la distribución de los electrones entre diferentes orbitales. Determina cómo los átomos se enlazan e interactúan químicamente.
Ejemplo: átomo de helio
1s2
La configuración muestra que los dos electrones de helio llenan completamente el orbital 1s. Cada conjunto de orbitales puede contener un cierto número de electrones, determinado por el principio de exclusión y las limitaciones de los números cuánticos.
Ejemplo: átomo de oxígeno
1s2 2s2 2p4
Esta configuración muestra que los dos primeros electrones están en el orbital 1s, los siguientes dos en el orbital 2s, y los cuatro restantes en el orbital 2p, dando al oxígeno sus propiedades químicas únicas.
Creación de átomos: el principio de Aufbau
El principio de Aufbau es un método utilizado para determinar la configuración electrónica de un elemento. Afirma que los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía. Para entender este concepto, es necesario conocer el orden creciente de los niveles de energía de los orbitales, por ejemplo.
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s
Esta teoría ayuda a predecir la disposición de los electrones (llenado de los orbitales) en átomos polielectrónicos, dando esencialmente lugar a la tabla periódica de los elementos.
Conclusión
Los números cuánticos y los orbitales son conceptos centrales en química cuántica, definiendo la distribución espacial y los estados de energía de los electrones. El estado de un electrón en un átomo se expresa a través de números cuánticos, que contribuyen significativamente a las propiedades químicas y la reactividad del átomo. Comprender estos principios fundamentales permite a los químicos predecir el comportamiento de los átomos en diversos contextos químicos, lo que lleva a descubrimientos avanzados en química y campos relacionados.
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