1.4.3.2. NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS.

Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. Así para un electrón en el estado fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la intensidad del color rojo indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica.

De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos. Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico(n) para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml. A continuación vemos las características de estos números:

Número Cuántico Principal (n): Representa al nivel de energía (estado estacionario de Bohr) y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, 4, etc.) y se le asocia a la idea física del volumen del orbital. Dicho de otra manera el número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L.

Número Cuántico Secundario (l): Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del orbital. Sus valores dependen del número cuántico principal "n", es decir, sus valores son todos los enteros entre 0 y (n-1), incluyendo al 0. Ejemplo: n = 4; l = 0, 1, 2, 3. Dicho de otra manera, El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste (desde 0 hasta n-1). Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a una órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 3, l tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.

Número cuántico magnético (m): Describe las orientaciones espaciales de los orbitales. Sus valores son todos los enteros del intervalo (-l,+l) incluyendo el 0.Ejemplo: n = 4l = 0, 1, 2, 3m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Dicho de otra manera, El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta l, pasando por el valor 0. Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2. Si el número cuántico azimutal es 1, existen tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que si es 0, sólo hay una posible orientación espacial, correspondiente al valor de m 0.

El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital. Según el número cuántico azimutal (l), el orbital recibe un nombre distinto. cuando l = 0, se llama orbital s; si vale 1, se denomina orbital p, cuando 2 d, si su valor es 3, se denomina orbital f, si 4 g, y así sucesivamente.

Pero no todas las capa tienen el mismo número de orbitales, el número de orbitales depende de la capa y, por tanto, del número cuántico n. Así, en la capa K, como n = 1, l sólo puede tomar el valor 0 (desde 0 hasta n-1, que es 0) y m también valdrá 0 (su valor varía desde -l hasta l, que en este caso valen ambos 0), así que sólo hay un orbital s, de valores de números cuánticos (1,0,0). En la capa M, en la que n toma el valor 3. El valor de l puede ser 0, 1 y 2.

En el primer caso (l = 0), m tomará el valor 0, habrá un orbital s; en el segundo caso (l = 1), m podrá tomar los valores -1, 0 y 1 y existirán 3 orbitales p; en el caso final (l = 2) m tomará los valores -2, -1, 0, 1 y 2, por lo que hay 5 orbitales d. En general, habrá en cada capa n2 orbitales, el primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f, etc.

Número Cuántico de Espín (s): Describe el giro del electrón en torno a su propio eje, en un movimiento de rotación. Este giro puede hacerlo sólo en dos direcciones, opuestas entre sí. Por ello, los valores que puede tomar el número cuántico de spin son -1/2 y +1/2. Dicho de otra manera, Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.

Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s +1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital).

Representaciones de los Orbitales.

• Orbitales "s": Los orbitales "s" son esféricamente simétricos.
• Orbitales "p": La forma de los orbitales p es de dos lóbulos situados en lados opuestos al núcleo. Hay tres tipos de orbitales p ( ; ml= -1,0,1) que difieren en su orientación. No hay una correlación simple entre los tres números cuánticos magnéticos y las tres orientaciones: las direcciones x, y y z. Los orbitales p del nivel n se denominan npx, npy, npz
  Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el número cuántico principal.
• Orbitales "d": En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos (para n>3 l =2; ml=-2,-1,0,1,2) con diferentes orientaciones sen el espacio tal y como vemos en la figura :
• Orbitales "f": Son orbitales de mayor energía. Para n>4 tendremos 7 orbitales f (=3 y ml=-3,-2,-1, 0, 1, 2,3). Los orbitales f son importantes para comprender el comportamiento de los elementos con número atómico mayor a 57.

Observaciones:

Para valores de >4 tenemos los orbitales g y subsiguientes (a partir de f sigue el orden alfabético de las consonantes). En química general nos bastará con los orbitales s, p y d para comprender las propiedades de los elementos.

Las energías de los orbitales atómicos.

En el modelo de Bohr la energía de un electrón dependía únicamente del número cuántico principal. Lo mismo ocurre en la descripción de los orbitales atómicos en mecánica cuántica para el átomo de hidrógeno. Para átomos con más de un electrón (polielectrónicos) los orbitales atómicos tienen la misma forma que los orbitales del átomo de hidrógeno, pero la presencia de más de un electrón afecta a los niveles de energía de los orbitales (debido a la repulsión entre dos electrones). Así por ejemplo el orbital 2s tiene un valor de energía menor que los orbitales 2p para átomos con más de un electrón:

Por lo tanto, la combinación de n y l describe a un orbital que es la región del espacio en la que es más probable encontrar al electrón y en la cual tiene una cantidad específica de energía.