ORBITAIS ATÔMICOS: EM QUE CONSISTEM E TIPOS - QUÍMICA - 2025

Os orbitais atômicos são as regiões do átomo definidas por uma função de onda para elétrons. Funções de onda são expressões matemáticas obtidas a partir da solução 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 por químicos para entender a ligação 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 os elétrons são planetas girando em órbitas ao redor do núcleo ou do sol.

Fonte: Por haade, via Wikimedia Commons

Essa visualização desatualizada é útil para ilustrar os níveis de energia do átomo. Por exemplo: um círculo rodeado por anéis concêntricos que representam as órbitas e seus elétrons estáticos. Na verdade, esta é a imagem com a qual o átomo é apresentado às crianças e aos jovens.

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

Considerando então 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), os famosos números quânticos foram obtidos.

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 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 eram chamados de orbitais atômicos.

Mas, estes apenas descrevem o paradeiro de um elétron em um átomo de hidrogênio. Para outros átomos, polieletrônica, a partir do hélio, foi feita uma aproximação orbital. Por quê? Porque resolver a equação de Schrödinger para átomos com dois ou mais elétrons é muito complicado (mesmo com a tecnologia atual).

O que são orbitais atômicos?

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

Ψ _nlml = R _nl (r) Y _lml (θϕ)

Embora possa parecer complicado no início, observe que os números quânticos n, l e ml são indicados em letras minúsculas. Isso significa que esses três números descrevem o orbital. R _nl (r), mais conhecido como função radial, depende de nilo; enquanto Y _lml (θϕ), função angular, depende de le ml.

Na equação matemática também existem 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? Aquele visto na imagem acima. Lá, uma série de orbitais é mostrada, que será explicada nas seções a seguir.

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

Função de onda radial

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

Se o elétron pudesse ser fotografado independentemente de sua direção, um ponto infinitamente pequeno poderia ser observado. Então, tirando milhões de fotos, pode-se detalhar como a nuvem de pontos muda em função da distância ao núcleo.

Desta forma, a densidade da nuvem na distância e perto do núcleo pode ser comparada. Se a mesma operação fosse repetida, mas com outro nível de energia ou subnível, outra nuvem se formaria e envolveria a anterior. Entre os dois existe um pequeno espaço onde o elétron nunca é localizado; isso é conhecido como nó radial.

Além disso, nas nuvens existem regiões com maior e menor densidade de elétrons. À medida que ficam maiores e mais distantes do núcleo, eles têm mais nós radiais; e, além disso, uma distância r onde o elétron gira com mais frequência e é mais provável de ser encontrado.

Função de onda angular

Novamente, é conhecido pela equação que Y _lml (θϕ) é principalmente descrito pelos números quânticos le ml. Desta vez participa do número quântico magnético, portanto, a direção do elétron no espaço é definida; e essa direção pode ser representada graficamente a partir das equações matemáticas envolvendo as variáveis ​​θ e ϕ.

Agora, não passamos a tirar fotos, 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 vai.

Conforme o elétron se move, ele descreve uma nuvem mais definida; na verdade, uma figura esférica, ou com lóbulos, como as vistas na imagem. O tipo de figuras e sua direção no espaço são descritos por le ml.

Existem regiões, próximas ao núcleo, onde o elétron não transita e a figura desaparece. Essas regiões são conhecidas como nós de canto.

Por exemplo, se você olhar para o primeiro orbital esférico, rapidamente chegará à conclusão de que ele é simétrico em todas as direções; no entanto, este não é o caso dos outros orbitais, cujas formas revelam espaços vazios. Podem ser observados na origem do plano cartesiano e nos planos imaginários entre os lobos.

Probabilidade de encontrar o elétron e a ligação química

Fonte: Por CK-12 Foundation (Arquivo: High School Chemistry.pdf, página 265), 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 a componente angular, ou seja, a forma ilustrada dos orbitais, mas também como sua densidade de elétrons muda em relação à distância do núcleo.

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

Por exemplo, acima está uma imagem comparativa de três orbitais: 1s, 2s e 3s. Observe seus nós radiais dentro. O orbital 1s não tem 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. Desta forma, o orbital ns se aproxima de outro e, à distância r, o elétron formará uma ligação com o elétron do átomo vizinho. Daqui surgem vários teóricos (TEV e TOM) que explicam esta ligação.

Como eles são simbolizados?

Orbitais atômicos são explicitamente simbolizados como: nl _ml.

Os números quânticos aceitam valores inteiros 0, 1, 2, etc., mas para simbolizar os orbitais, resta apenas um valor numérico n. Enquanto para l, o número inteiro é substituído por sua letra correspondente (s, p, d, f); e para ml, uma variável ou fórmula matemática (exceto para 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 resto dos orbitais, é necessário abordar seus tipos, cada um com seus próprios níveis de energia e características.

Tipos

Orbitais s

Os números quânticos l = 0 e ml = 0 (além de seus componentes radiais e angulares) descrevem um orbital com forma esférica. Este é o que encabeça a pirâmide de orbitais da imagem inicial. Além disso, como pode ser visto na imagem dos nós radiais, pode-se esperar que os orbitais 4s, 5s e 6s tenham três, quatro e cinco nós.

Eles são caracterizados por serem simétricos e seus elétrons experimentam 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 eles.

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

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

Orbitais p

Fonte: David Manthey via Wikipedia

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

Observe que cada haltere está localizado ao longo de um eixo cartesiano x, y e z. Portanto, aquele orbital p localizado no eixo x é denotado como p _x; aquele no eixo y, p _y; e se ele aponta perpendicularmente ao plano xy, ou seja, no eixo z, então é p _z.

Todos os orbitais são perpendiculares entre si, ou seja, formam um ângulo de 90º. Da mesma forma, a função angular desaparece do núcleo (origem do eixo cartesiano), havendo apenas a probabilidade de encontrar o elétron dentro dos lobos (cuja densidade eletrônica depende da função radial).

Efeito de proteção ruim

Os elétrons nesses orbitais não conseguem penetrar as camadas internas tão facilmente quanto os orbitais s. Comparando suas formas, os orbitais p parecem estar mais próximos do núcleo; entretanto, os elétrons ns são encontrados com mais frequência ao redor do núcleo.

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

Também é importante notar que cada haltere tem um plano nodal angular, mas nenhum nó radial (apenas os orbitais 2p). Ou seja, se fosse fatiado, não haveria camadas internas como no orbital 2s; mas a partir do orbital 3p, os nódulos radiais começariam a ser observados.

Esses nós angulares são responsáveis ​​por que os elétrons mais externos experimentem um efeito de proteção pobre. Por exemplo, os elétrons 2s protegem os orbitais 2p melhor do que os elétrons 2p os do orbital 3s.

Px, Py e Pz

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

Orbitais d

Fonte: Por Hanilakkis0528, do Wikimedia Commons

Os orbitais d têm valores de l = 2 e ml = -2, -1, 0, +1, +2. Existem, portanto, cinco orbitais capazes de conter dez elétrons no total. As cinco funções angulares dos orbitais d são representadas na imagem acima.

Os primeiros, os orbitais 3d, não têm nós radiais, mas todos os outros, exceto o orbital d _z2, têm dois planos nodais; não os planos da imagem, pois estes apenas mostram em quais eixos estão localizados os lóbulos laranja com formas de folhas de trevo. Os dois planos nodais são aqueles que se dividem perpendicularmente ao plano cinza.

Suas formas os tornam ainda menos eficazes na proteção da carga nuclear efetiva. Por quê? Porque possuem mais nós, por meio dos 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 f

Fonte: Por Geek3, do Wikimedia Commons

Finalmente, os orbitais f têm números quânticos com valores de l = 3 e ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Existem sete orbitais f, para um total de quatorze elétrons. Esses orbitais tornam-se disponíveis a partir do período 6, superficialmente simbolizado como 4f.

Cada uma das funções angulares representa lóbulos com formas intrincadas e vários planos nodais. Portanto, eles protegem ainda menos os elétrons externos e esse fenômeno explica o que é conhecido como contração dos lantanídeos.

Por esta razão, para átomos pesados ​​não há variação pronunciada em 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, abre-se um abismo entre o que é conhecido como órbita e os orbitais. Embora textualmente sejam semelhantes, na realidade são muito diferentes.

O conceito de orbital atômico e a aproximação orbital permitiram explicar a ligação química e como ela pode, de uma forma ou de outra, afetar a estrutura molecular.

Referências

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6. Contos quânticos. (26 de agosto de 2011). Orbitais atômicos, uma mentira de colégio. Recuperado de: cuentos-cuanticos.com