Em química e física, os orbitais atômicos são uma função chamada função de onda que descreve as propriedades características de não mais do que dois elétrons na vizinhança de um núcleo atômico ou sistema de núcleos, como em uma molécula. Um orbital é frequentemente descrito como uma região tridimensional dentro da qual há 95% de chance de encontrar um elétron.
Orbitais e órbitas
Quando um planeta se move ao redor do Sol, ele traça um caminho chamado órbita. Da mesma forma, um átomo pode ser representado como elétrons circulando em órbitas ao redor do núcleo. Na verdade, as coisas são diferentes, e os elétrons estão em regiões do espaço conhecidas como orbitais atômicos. A química se contenta com um modelo simplificado do átomo para calcular a equação de onda de Schrödinger e, consequentemente, determinar os possíveis estados do elétron.
Orbitas e orbitais soam semelhantes, mas têm significados completamente diferentes. É extremamente importante entender a diferença entre eles.
Impossível exibir órbitas
Para traçar a trajetória de algo, você precisa saber exatamente onde o objeto estáestá localizado, e ser capaz de estabelecer onde ele estará em um momento. Isso é impossível para um elétron.
De acordo com o princípio da incerteza de Heisenberg, é impossível saber exatamente onde uma partícula está no momento e onde ela estará mais tarde. (Na verdade, o princípio diz que é impossível determinar simultaneamente e com absoluta precisão seu momento e momento).
Portanto, é impossível construir uma órbita do elétron ao redor do núcleo. Isso é um grande problema? Não. Se algo não for possível, deve ser aceito e formas de contornar isso devem ser encontradas.
Elétron de hidrogênio – orbital 1s
Suponha que há um átomo de hidrogênio e em um certo ponto no tempo a posição de um elétron é impressa graficamente. Pouco tempo depois, o procedimento é repetido e o observador descobre que a partícula está em uma nova posição. Como ela passou da primeira para a segunda é desconhecida.
Se você continuar assim, gradualmente formará uma espécie de mapa 3D de onde a partícula provavelmente estará.
No caso do átomo de hidrogênio, o elétron pode estar em qualquer lugar dentro do espaço esférico ao redor do núcleo. O diagrama mostra uma seção transversal deste espaço esférico.
95% das vezes (ou qualquer outra porcentagem, já que apenas o tamanho do universo pode fornecer cem por cento de certeza) o elétron estará dentro de uma região do espaço bastante facilmente definida, perto o suficiente do núcleo. Essa região é chamada de orbital. Os orbitais atômicos sãoregiões do espaço onde existe um elétron.
O que ele está fazendo aí? Não sabemos, não podemos saber e, portanto, simplesmente ignoramos esse problema! Só podemos dizer que se um elétron está em um determinado orbital, então ele terá uma certa energia.
Cada orbital tem um nome.
O espaço ocupado pelo elétron do hidrogênio é chamado de orbital 1s. A unidade aqui significa que a partícula está no nível de energia mais próximo do núcleo. S fala sobre a forma da órbita. Os orbitais S são esfericamente simétricos em torno do núcleo - pelo menos como uma bola oca de material bastante denso com um núcleo no centro.
2s
O próximo orbital é 2s. É semelhante a 1s, exceto que a localização mais provável do elétron é mais distante do núcleo. Este é um orbital do segundo nível de energia.
Se você olhar de perto, notará que mais perto do núcleo existe outra região de densidade eletrônica um pouco maior ("densidade" é outra forma de indicar a probabilidade de que essa partícula esteja presente em um determinado local).
2s elétrons (e 3s, 4s, etc.) passam parte de seu tempo muito mais perto do centro do átomo do que se poderia esperar. O resultado disso é uma ligeira diminuição em sua energia nos orbitais s. Quanto mais próximos os elétrons se aproximam do núcleo, mais baixa sua energia se torna.
3s-, 4s-orbitais (e assim por diante) estão se afastando do centro do átomo.
P-orbitais
Nem todos os elétrons vivem em orbitais s (na verdade, muito poucos deles vivem). No primeiro nível de energia, a única localização disponível para eles é 1s, no segundo, 2s e 2p são adicionados.
Orbitais desse tipo são mais como 2 balões idênticos, conectados um ao outro pelo núcleo. O diagrama mostra uma seção transversal de uma região tridimensional do espaço. Novamente, o orbital mostra apenas a área com 95% de chance de encontrar um único elétron.
Se imaginarmos um plano horizontal que passa pelo núcleo de tal forma que uma parte da órbita fique acima do plano e a outra abaixo dele, então há uma probabilidade zero de encontrar um elétron nesse plano. Então, como uma partícula vai de uma parte para outra se ela nunca pode passar pelo plano do núcleo? Isso se deve à sua natureza ondulatória.
Ao contrário do s-, o p-orbital tem uma certa direcionalidade.
Em qualquer nível de energia, você pode ter três orbitais p absolutamente equivalentes localizados em ângulos retos entre si. Eles são arbitrariamente denotados pelos símbolos px, py e pz. Isso é aceito por conveniência - o significado das direções X, Y ou Z está mudando constantemente, à medida que o átomo se move aleatoriamente no espaço.
P-orbitais no segundo nível de energia são chamados 2px, 2py e 2pz. Existem orbitais semelhantes nos subsequentes - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz e assim por diante.
Todos os níveis, exceto o primeiro, possuem orbitais p. Em níveis mais altos, as "pétalas" são mais alongadas, com a localização mais provável do elétron a uma distância maior do núcleo.
orbitais d- e f
Além dos orbitais s e p, existem dois outros conjuntos de orbitais disponíveis para elétrons em níveis de energia mais altos. No terceiro, pode haver cinco orbitais d (com formas e nomes complexos), bem como orbitais 3s e 3p (3px, 3py, 3pz). Há um total de 9 aqui.
No quarto, junto com 4s e 4p e 4d, 7 orbitais f adicionais aparecem - 16 no total, também disponíveis em todos os níveis de energia mais altos.
Colocação de elétrons em orbitais
Um átomo pode ser pensado como uma casa muito chique (como uma pirâmide invertida) com um núcleo vivendo no térreo e vários cômodos nos andares superiores ocupados por elétrons:
- há apenas 1 quarto no primeiro andar (1s);
- na segunda sala já existem 4 (2s, 2px, 2py e 2pz);
- no terceiro andar há 9 salas (uma 3s, três 3p e cinco orbitais 3d) e assim por diante.
Mas os quartos não são muito grandes. Cada um deles pode conter apenas 2 elétrons.
Uma maneira conveniente de mostrar as órbitas atômicas em que essas partículas estão é desenhar "células quânticas".
Células quânticas
NuclearOs orbitais podem ser representados como quadrados com os elétrons neles mostrados como setas. Muitas vezes, as setas para cima e para baixo são usadas para mostrar que essas partículas são diferentes.
A necessidade de diferentes elétrons em um átomo é uma consequência da teoria quântica. Se estiverem em orbitais diferentes, tudo bem, mas se estiverem na mesma órbita, deve haver alguma diferença sutil entre eles. A teoria quântica confere às partículas uma propriedade chamada "spin", que é a que se refere a direção das setas.
O orbital
1s com dois elétrons é mostrado como um quadrado com duas setas apontando para cima e para baixo, mas também pode ser escrito ainda mais rápido como 1s2. Lê-se "um s dois", não "um s ao quadrado". Os números nessas notações não devem ser confundidos. O primeiro é o nível de energia e o segundo é o número de partículas por orbital.
Hibridização
Em química, hibridização é o conceito de misturar orbitais atômicos em novos orbitais híbridos capazes de emparelhar elétrons para formar ligações químicas. A hibridização Sp explica as ligações químicas de compostos como os alcinos. Neste modelo, os orbitais atômicos de carbono 2s e 2p se misturam para formar dois orbitais sp. Acetileno C2H2 consiste em um emaranhamento sp-sp de dois átomos de carbono com a formação de uma ligação σ e duas ligações π adicionais.
Orbitais atômicos de carbono em hidrocarbonetos saturados têmsp híbrida idêntica3-orbitais em forma de h altere, uma parte da qual é muito maior que a outra.
Sp2- a hibridização é semelhante às anteriores e é formada pela mistura de um s e dois p-orbitais. Por exemplo, em uma molécula de etileno, três sp2- e um p-orbital são formados.
Orbitais atômicos: princípio de preenchimento
Imaginando transições de um átomo para outro na tabela periódica dos elementos químicos, pode-se estabelecer a estrutura eletrônica do próximo átomo colocando uma partícula adicional na próxima órbita disponível.
Elétrons, antes de preencher os níveis de energia mais altos, ocupam os mais baixos localizados mais próximos do núcleo. Onde houver escolha, eles preenchem os orbitais individualmente.
Esta ordem de preenchimento é conhecida como regra de Hund. Aplica-se apenas quando os orbitais atômicos têm energias iguais e também ajuda a minimizar a repulsão entre os elétrons, tornando o átomo mais estável.
Observe que o orbital s sempre tem um pouco menos de energia do que o orbital p no mesmo nível de energia, então o primeiro sempre se enche antes do último.
O que é realmente estranho é a posição dos orbitais 3d. Eles estão em um nível mais alto que os 4s, então os orbitais 4s são preenchidos primeiro, seguidos por todos os orbitais 3d e 4p.
A mesma confusão ocorre em níveis mais altos com mais tramas no meio. Portanto, por exemplo, os orbitais atômicos 4f não são preenchidos até que todos os lugares no6s.
Conhecer a ordem de preenchimento é fundamental para entender como descrever estruturas eletrônicas.
