Una característica del diagrama Figura 1 en Ondas de Electrón en el Átomo de Hidrógeno es que se le ha asignado una etiqueta identificativa, es decir, 1 s. Esto nos permite distinguirlo de otros patrones de onda que el electrón podría adoptar si se moviera alrededor del núcleo con una mayor energía. Cada uno de estos patrones de onda tridimensionales es diferente en forma, tamaño u orientación de todos los demás y se llama orbital. La palabra orbital se utiliza para hacer una distinción entre estos patrones de onda y las órbitas circulares o elípticas de la imagen de Bohr mostrada en La naturaleza de onda del electrón.
A temperaturas ordinarias, se encuentra casi invariablemente que el electrón en un átomo de hidrógeno tiene la energía más baja disponible para él. Es decir, el electrón ocupa el orbital de 1 s. La nube de electrones se parece al diagrama de densidad de puntos que se muestra en la Figura 1 de Ondas Electron en el Átomo de Hidrógeno Este orbital se muestra a continuación como un diagrama de superficie límite 1 y un diagrama de densidad de puntos 1
Tabla\(\PageIndex{1}\): 1s Orbital
Orbital
Diagrama (s) de densidad de puntos
Diagrama de superficie de contorno
1 s
A una temperatura muy alta, sin embargo, algunas colisiones entre los átomos son lo suficientemente duras para proporcionar a uno de los electrones suficiente energía para que pueda ocupar uno de los otros orbitales, digamos un orbital de 2 s, pero esto es inusual. Sin embargo, es necesario conocer estos orbitales de mayor energía, ya que las nubes de electrones que tienen las mismas formas que el hidrógeno también se aplican a todos los demás átomos en la tabla periódica. A continuación se muestra el orbital de 2 s, nuevamente representado por un diagrama de densidad de puntos y un diagrama de superficie límite. Observe cómo el diagrama de densidad de puntos revela una característica sobre el orbital de 2 s que la superficie límite no hace: Un nodo divide el orbital de 2 s en dos, una porción de la nube de electrones está cerca del centro, mientras que otra porción se encuentra más allá del nodo (la región circular sin puntos). En el nodo la onda no tiene amplitud, su cuadrado también es cero, y hay cero probabilidad de encontrar el electrón.
Tabla\(\PageIndex{2}\): 2s Orbital
Orbital 2s
Orbital
Diagrama (s) de densidad de puntos
Diagrama de superficie de contorno
2 s
En el caso de una partícula en una caja unidimensional, la energía se determinó por un número entero positivo n. Mucho la misma situación prevalece en el caso del átomo de hidrógeno. Un entero llamado número cuántico principal, también designado por el símbolo n, se utiliza para etiquetar cada orbital. Cuanto mayor sea el valor de n, mayor será la energía del electrón y mayor será la distancia promedio de la nube de electrones desde el núcleo. En los dos orbitales ya considerados, n = 1 para el orbital de 1 s, n = 2 para el orbital 2s.
Debido a que se dispone de un mayor número de formas diferentes en el caso de ondas tridimensionales, a diferencia de las unidimensionales, se utilizan otras dos etiquetas además de n. El primero consiste en una de las letras minúsculas s, p, d o f. Estos nos hablan de las formas generales de los orbitales. 2 Así todos los orbitales s como los 1 s, 2 s son esféricos. Un punto importante es que solo es posible un número limitado de formas orbitales para cada valor de n. Si n = 1, entonces solo es posible el orbital esférico de 1 s. Sin embargo, cuando n se incrementa a 2, se hacen posibles dos tipos orbitales (2 s y 2 p). Así, junto con el orbital de 2 s, existen otros 3 orbitales cuando n=2; 2p x, 2p y y 2p z. Todos los orbitales p tienen forma de mancuerna. El tercer tipo de etiqueta son los subíndices que distinguen entre orbitales que son básicamente de la misma forma pero difieren en su orientación en el espacio. En el caso de p orbitales siempre hay tres orientaciones posibles. Un orbital p que se extiende a lo largo del eje x está etiquetado como p x orbital. Un orbital p a lo largo del eje y está etiquetado como p y y uno a lo largo del eje z es un orbital pz. A continuación se muestran diagramas de densidad de puntos, diagramas de superficie límite y una imagen giratoria. Usando las imágenes en movimiento, es fácil ver que la única diferencia entre los orbitales de 2 p es su orientación en el espacio de 3 coordenadas xyz.
Tabla\(\PageIndex{3}\): Orbitales 2p
Orbital
Diagrama (s) de densidad de puntos
Diagrama de superficie de contorno
Rotación de imagen
2 p x
2 p y
2 p z
Cuando n es igual a 3, ocurren tres tipos orbitales. Los dos primeros son familiares, los orbitales s orbitales y p. El tercero, el d orbital, se discute más adelante. A continuación se presentan las representaciones de los orbitales de 3 s y los orbitales de 3 p. Como la órbita de 2 s fue ligeramente diferente en forma de la orbital de 1 s debido a la introducción de un nodo, por lo que los orbitales de 3 s y 3 p difieren ligeramente en forma de los orbitales de 2 s y 2 p.
Tabla\(\PageIndex{4}\): orbitales 3s y 3p
Orbital
Diagrama (s) de densidad de puntos
Diagrama de superficie de contorno
3 s
3 p x
3 p y
3 p z
Los orbitales d tienen formas más complejas que los orbitales p, En el caso de los orbitales d los subíndices son más difíciles de seguir. Puede descifrarlos a partir de las imágenes rotativas, los diagramas de densidad de puntos y los diagramas de superficie orbital si lo desea, pero el análisis de estos orbitales generalmente se considera más allá del alcance de la química general. Debe, sin embargo, ser consciente de que existen cinco posibles orientaciones para d orbitales. A continuación se presentan representaciones de los d orbitales.
Tabla\(\PageIndex{5}\): Orbitales 3d
Orbital
Diagrama (s) de densidad de puntos
Diagrama de superficie de contorno
Rotación de imagen
3 d xy
3 d xz
3 d z 2
3 d x 2-y 2
3 d yz
El mismo patrón se extiende hasta n = 4 donde se encuentran cuatro tipos orbitales, a saber, 4 s, 4 p, 4 d y 4 f. Si bien ninguno de estos orbitales se mostrará, los patrones observados al pasar de 1 s a 2 s o de 2 p a 3 p continúan con los orbitales s, p y d. Los nuevos orbitales f son aún más complicados que los orbitales d. Para una comprensión de la química general, es importante saber que existen siete orientaciones diferentes para los orbitales f, ya que el número de orbitales de cada tipo (s, p, d, etc.) es importante para determinar la estructura de concha del átomo.
2 Las letras s, p, d y f proceden de las palabras agudo, principal, difuso y fundamental que se utilizaron para describir ciertas características de los espectros antes de que se desarrollara la mecánica de onda. Posteriormente se identificaron con formas orbitales.