Orbitais atômicos: em que consistem e tipos

Os orbitais são aquelas regiões do átomo definido por uma função de onda de electrões. Funções de onda são expressões matemáticas obtidas a partir da resolução da equação de Schrödinger . Eles descrevem o estado de energia de um ou mais elétrons no espaço, bem como a probabilidade de encontrá-lo.

Esse conceito físico, aplicado pelos químicos para entender o link e a tabela periódica , considera o elétron como uma onda e uma partícula ao mesmo tempo. Portanto, a imagem do sistema solar é descartada, onde elétrons são planetas girando em órbitas ao redor do núcleo ou do sol.

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Fonte: Por haade [GFDL (http://www.gnu.org/copyleft/fdl.html) ou CC-BY-SA-3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/)] , via Wikimedia Commons

Essa visualização obsoleta é prática ao ilustrar os níveis de energia do átomo. Por exemplo: um círculo cercado por anéis concêntricos representando as órbitas e seus elétrons estáticos. De fato, esta é a imagem com a qual o átomo é introduzido para crianças e jovens.

No entanto, a verdadeira estrutura atômica é complexa demais para ter uma imagem aproximada dela.

Considerando o elétron como uma partícula de onda e resolvendo a equação diferencial de Schrödinger para o átomo de hidrogênio (o sistema mais simples de todos), foram obtidos os famosos números quânticos.

Esses números indicam que os elétrons não podem ocupar nenhum lugar no átomo, mas apenas aqueles que obedecem a um nível de energia discreto e quantizado. A expressão matemática do exposto acima é conhecida como função de onda.

Assim, a partir do átomo de hidrogênio, uma série de estados de energia governados por números quânticos foi estimada. Esses estados de energia foram denominados orbitais atômicos.

Mas, estes apenas descreviam o paradeiro de um elétron em um átomo de hidrogênio. Para outros átomos, a polieletrônica, a partir do hélio, foi feita uma abordagem orbital. Porque Como a resolução da equação de Schrödinger para átomos com dois ou mais elétrons é muito complicada (mesmo com a tecnologia atual).

O que são orbitais atômicos?

Orbitais atômicos são funções de onda que consistem em dois componentes: um radial e um angular. Esta expressão matemática é escrita como:

Ψ nlml = R nl (r) · Y lml (θϕ)

Embora possa parecer complicado em primeiro lugar, observar que os números quânticos n , l e ml é indicado com letras minúsculas. Isso significa que esses três números descrevem o orbital. R nl (r), mais conhecida como função radial, depende de n e l ; enquanto Y lml (θϕ), função angular, depende de l e ml .

Na equação matemática, existem também as variáveis ​​r, distância ao núcleo e θ e ϕ. O resultado de todo esse conjunto de equações é uma representação física dos orbitais. Qual? O visto na imagem acima. É mostrada uma série de orbitais que serão explicados nas seções a seguir.

Suas formas e desenhos (não cores) vêm da representação gráfica no espaço das funções das ondas e de seus componentes radiais e angulares.

Função de onda radial

Como visto na equação, R nl (r) depende de n e l . Então, a função de onda radial é descrita pelo nível de energia principal e seus subníveis.

Se uma foto pudesse ser tirada do elétron sem levar em consideração seu endereço, um ponto infinitamente pequeno poderia ser observado. Depois, tirando milhões de fotografias, pode ser detalhado como a nuvem de pontos muda dependendo da distância do núcleo.

Dessa forma, a densidade da nuvem pode ser comparada à distância e perto do núcleo. Se a mesma operação fosse repetida, mas com outro nível ou subnível de energia, outra nuvem seria formada que encerra a anterior. Entre os dois existe um pequeno espaço onde o elétron nunca está localizado; Isso é conhecido como nó radial .

Além disso, nas nuvens existem regiões com maior e menor densidade eletrônica. À medida que crescem e se afastam mais do núcleo, eles têm mais nós radiais; e também, uma distância r onde o elétron arredonda com mais freqüência e é mais provável que o encontre.

Função de onda angular

Mais uma vez, a equação é conhecido que Y LML (θφ) é descrita principalmente pelos números quântico l e ml . Desta vez, ele participa do número quântico magnético; portanto, a direção do elétron no espaço é definida; e esse endereço pode ser plotado a partir das equações matemáticas que envolvem as variáveis ​​θ e ϕ.

Agora, não procedemos a tirar fotografias, mas a gravar um vídeo da trajetória do elétron no átomo. Ao contrário do experimento anterior, não se sabe exatamente onde está o elétron, mas para onde está indo.

Ao se mover, o elétron descreve uma nuvem mais definida; de fato, uma figura esférica ou com lóbulos, como as vistas na imagem. O tipo de figuras e seu endereço no espaço são descritos por l e ml .

Existem regiões, próximas ao núcleo, onde o elétron não viaja e a figura desaparece. Tais regiões são conhecidas como nós angulares .

Por exemplo, se o primeiro orbital esférico é observado, rapidamente conclui-se que é simétrico em todas as direções; No entanto, isso não acontece da mesma forma com os outros orbitais, cujas formas fazem brilhar os espaços vazios. Isso pode ser observado na origem do plano cartesiano e nos planos imaginários entre os lobos.

Probabilidade de encontrar a ligação eletrônica e química

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Fonte: Pela Fundação CK-12 (Arquivo: High School Chemistry.pdf, página 265) [CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)], via Wikimedia Commons

Para determinar a verdadeira probabilidade de encontrar um elétron em um orbital, as duas funções devem ser consideradas: radial e angular. Portanto, não basta assumir o componente angular, ou seja, a forma ilustrada dos orbitais, mas também como a densidade eletrônica muda com relação à distância do núcleo.

No entanto, como as instruções ( ml ) distinguem um orbital de outro, é prático (embora talvez não seja totalmente correto) considerar apenas a forma dele. Dessa maneira, a descrição da ligação química é explicada pela sobreposição dessas figuras.

Por exemplo, uma imagem comparativa de três orbitais é mostrada acima: 1s, 2s e 3s. Observe seus nós radiais no interior. O orbital 1s não possui um nó, enquanto os outros dois têm um e dois nós.

Ao considerar uma ligação química, é mais fácil ter em mente apenas a forma esférica desses orbitais. Dessa maneira, o orbital ns se aproxima de outro e, a uma distância r , o elétron formará uma ligação com o elétron do átomo vizinho. A partir daqui, surgem vários teóricos (TEV e TOM) que explicam esse link.

Como eles simbolizam?

Os orbitais atômicos, explicitamente, são simbolizados como: nl ml .

Tome números inteiros quântica 0, 1, 2, valores etc, mas para simbolizar orbitais só deixa n um valor numérico. Enquanto que para l , o número inteiro é substituído por sua letra correspondente (s, p, d, f); e para ml , uma variável matemática ou fórmula (exceto ml = 0).

Por exemplo, para o orbital 1s: n = 1, s = 0 e ml = 0. O mesmo se aplica a todos os orbitais ns (2s, 3s, 4s, etc.).

Para simbolizar o restante dos orbitais, é necessário abordar seus tipos, cada um com seus próprios níveis e características de energia.

Tipos

Orbitais s

Os números quânticos l = 0 e ml = 0 (além de seus componentes radial e angular) descrevem um orbital esférico. É o que lidera a pirâmide orbital da imagem inicial. Além disso, como pode ser visto na imagem dos nós radiais, espera-se que os orbitais 4s, 5s e 6s tenham três, quatro e cinco nós.

Eles são caracterizados por serem simétricos e seus elétrons sofrem uma carga nuclear efetiva maior. Isso ocorre porque seus elétrons podem penetrar nas camadas internas e pairar muito perto do núcleo, o que exerce uma atração positiva sobre elas.

Portanto, há uma probabilidade de que um elétron 3s possa penetrar no orbital 2s e 1s, aproximando-se do núcleo. Esse fato explica por que um átomo com orbitais híbridos sp é mais eletronegativo (com uma tendência maior de atrair densidade de elétrons de seus átomos vizinhos) do que aquele com hibridização sp 3 .

Assim, os elétrons dos orbitais s são os que mais experimentam a carga do núcleo e são energeticamente mais estáveis. Juntos, eles exercem um efeito de proteção nos elétrons de outros subníveis ou orbitais; isto é, eles diminuem a carga nuclear Z real experimentada pelos elétrons mais externos.

Orbitais p

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Fonte: David Manthey via Wikipedia

Os orbitais P têm números quânticos l = 1 e com valores de ml = -1, 0, +1. Ou seja, um elétron nesses orbitais pode tomar três direções, representadas como halteres amarelos (de acordo com a imagem acima).

Note-se que cada um haltere está localizado ao longo de um eixo cartesiano x , e e z . Portanto, esse orbital p localizado no eixo x é denotado como p x ; o do eixo y, p y ; e se apontar perpendicularmente ao plano xy, ou seja, no eixo z, será p z .

Todos os orbitais são perpendiculares entre si, ou seja, formam um ângulo de 90º. Da mesma forma, a função angular desaparece no núcleo (a origem do eixo cartesiano), e existe apenas a probabilidade de encontrar o elétron dentro dos lobos (cuja densidade de elétrons depende da função radial).

Mau efeito de blindagem

Os elétrons desses orbitais não podem penetrar nas camadas internas tão facilmente quanto os orbitais s. Comparando suas formas, os orbitais p parecem estar mais próximos do núcleo; no entanto, os elétrons ns são encontrados com mais frequência ao redor do núcleo.

Qual é a consequência do exposto acima? Que um elétron np experimenta uma carga nuclear efetiva mais baixa. Além disso, este último é ainda mais reduzido pelo efeito de proteção dos orbitais s. Isto explica, por exemplo, por um átomo com orbitais híbridos sp 3 é menos electronegativo do que com orbitais sp 2 ou sp.

Também é importante observar que cada haltere tem um plano nodal angular, mas nenhum nó radial (os orbitais 2p nada mais). Ou seja, se for fatiado, não haverá camadas dentro dele como no orbital 2s; mas a partir de 3p orbital, nós radiais começariam a ser observados.

Esses nós angulares são responsáveis ​​pelos elétrons mais externos que apresentam um fraco efeito de blindagem. Por exemplo, os elétrons 2s protegem os dos orbitais 2p em um grau melhor do que os elétrons 2p aos do orbital 3s.

Px, Py e Pz

Como os valores de ml são -1, 0 e +1, cada um representa um Px, Py ou Pz orbital. No total, eles podem abrigar seis elétrons (dois para cada orbital). Esse fato é crucial para o entendimento da configuração eletrônica, tabela periódica e dos elementos que compõem o chamado bloco p.

Orbitais d

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Fonte: Por Hanilakkis0528 [CC BY-SA 4.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0)], do Wikimedia Commons

Os orbitais d têm valores de l = 2 e ml = -2, -1, 0, +1, +2. Portanto, existem cinco orbitais capazes de abrigar dez elétrons no total. As cinco funções angulares dos orbitais d estão representadas na imagem acima.

O primeiro, os orbitais 3d, não possuem nós radiais, mas todos os outros, exceto o orbital d z2 , têm dois planos nodais; não os planos da imagem, porque estes mostram apenas em quais eixos os lobos laranja são colocados na forma de folhas de trevo. Os dois planos nodais são aqueles que se cortam perpendicularmente ao plano cinza.

Suas formas os tornam ainda menos eficazes na proteção da carga nuclear efetiva. Porque Porque eles têm mais nós, pelos quais o núcleo pode atrair elétrons externos.

Portanto, todos os orbitais d contribuem para um aumento menos pronunciado dos raios atômicos de um nível de energia para outro.

Orbitais

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Fonte: Por Geek3 [CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)], do Wikimedia Commons

Finalmente, os orbitais f têm número quântico com valores de l = 3 e ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Existem sete orbitais f, para um total de catorze elétrons. Esses orbitais começam a estar disponíveis a partir do período 6, superficialmente simbolizado como 4f.

Cada uma das funções angulares representa lobos com formas complexas e vários planos nodais. Portanto, elétrons externos protegem ainda menos e esse fenômeno explica o que é conhecido como contração de lantanídeos .

Por essa razão, para átomos pesados, não há variação pronunciada de seus raios atômicos de um nível n para outro n + 1 (6n a 7n, por exemplo). Até o momento, os orbitais 5f são os últimos encontrados em átomos naturais ou artificiais.

Com tudo isso em mente, um abismo se abre entre o que é conhecido como órbita e os orbitais. Embora textualmente semelhantes, na realidade eles são muito diferentes.

O conceito de orbital atômico e a abordagem orbital permitiram explicar a ligação química e como ela pode, de uma maneira ou de outra, influenciar a estrutura molecular.

Referências

  1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica (Quarta edição., P. 13-8). Mc Graw Hill
  2. Harry B. Gray (1965). Elétrons e ligação química. WA Benjamin, Inc. Nova Iorque.
  3. Quimitube (sf). Orbitais atômicos e números quânticos. Recuperado de: quimitube.com
  4. Navio RC (2016). Visualização de orbitais de elétrons. Recuperado de: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
  5. Clark J. (2012). Orbitais Atômicos Recuperado de: chemguide.co.uk
  6. Contos quânticos. (26 de agosto de 2011). Orbitais atômicos, uma mentira do ensino médio. Recuperado de: cuentos-cuanticos.com

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