Orbitales atómicos en 3D
Ecuaciones de esta simulación
| n | número cuántico principal | la capa: aquí 1, 2, 3 o 4; fija la energía y el tamaño | |
|---|---|---|---|
| Z | Carga nuclear Z (1 para el hidrógeno; mayor para un ion de un solo electrón) | con un solo electrón, la energía depende solo de n, no de l | |
| E | energía del orbital | cero es el electrón llevado lejos del núcleo; −13,6 eV para el 1s del hidrógeno |
Con los valores actuales:
| l | número cuántico de momento angular (azimutal) | 0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f; fija la forma | |
|---|---|---|---|
| m_l | número cuántico magnético | de −l a +l; los orbitales reales x, y, z mostrados son combinaciones de +m y −m, así que solo |m_l| está fijado | |
| nodos | superficies donde nunca se encuentra el electrón | los nodos radiales son esferas y los angulares planos o conos que pasan por el núcleo; n − 1 en total |
Con los valores actuales:
| P(r) | distribución radial | la probabilidad de encontrar el electrón a la distancia r, en todas las direcciones; el gráfico la muestra | |
|---|---|---|---|
| a₀ | radio de Bohr | 52,9 pm, la distancia más probable del electrón 1s en el hidrógeno | |
| r_mp | distancia más probable | el pico más alto de P(r) |
Con los valores actuales:
| ⟨r⟩ | distancia media al núcleo | la media acumulada de las posiciones medidas se asienta en ella |
|---|
Con los valores actuales:
| configuración | Elemento para la configuración electrónica (número atómico) | llenado en el orden 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p, con la regla de Hund dentro de cada subcapa y las excepciones conocidas como el cromo y el cobre |
|---|
Con los valores actuales:
Cómo usar los orbitales atómicos en 3D
- Elige un orbital. Cada punto de la nube es un lugar donde podría encontrarse el electrón, sacado de la función de onda del hidrógeno, así que la nube es densa donde el electrón es probable y rala donde no. El azul y el naranja muestran el signo (la fase) de la función de onda, que importa cuando los orbitales se solapan para formar enlaces.
- Marca Cortar la mitad delantera para ver el interior: los orbitales 2s, 3s y 4s esconden nodos esféricos, capas donde nunca se encuentra el electrón, que en el gráfico de la distribución radial aparecen como huecos entre los picos. El destello blanco es una sola medida de la posición del electrón; el gráfico en el tiempo muestra las distancias medidas y su media acumulada, que se asienta en ⟨r⟩.
- Sube la carga nuclear para ver el orbital encogerse como 1 ÷ Z en un ion de un solo electrón como He⁺ o Li²⁺, y mueve el control del elemento para obtener la configuración electrónica de cualquier elemento hasta el xenón, con el número de electrones desapareados según la regla de Hund. El Simulador del átomo de Bohr muestra el modelo planetario anterior y las líneas espectrales.
Preguntas frecuentes
¿Qué es un orbital atómico?
Una función de onda que describe dónde es probable encontrar un electrón en un átomo. Su cuadrado da la densidad de probabilidad, así que un orbital no es una trayectoria sino una nube de probabilidad. Cada orbital admite como máximo dos electrones, con espines opuestos. Su forma la fijan los números cuánticos: n el tamaño y la energía, l la forma (s, p, d, f) y m_l la orientación.
¿Por qué los orbitales p tienen dos lóbulos?
La parte angular de un orbital p es proporcional a x, y o z, positiva a un lado del núcleo, negativa al otro y cero en el plano intermedio. Ese plano es un nodo angular. Los dos lóbulos tienen fase opuesta, aquí en azul y naranja; el electrón es igual de probable en cualquiera de ellos y nunca en el plano nodal.
¿Qué son los nodos radiales y angulares?
Superficies donde la función de onda vale cero. Un orbital tiene n − 1 nodos en total: l nodos angulares (planos o conos que pasan por el núcleo) y n − l − 1 nodos radiales (esferas). Así, 1s no tiene ninguno, 2s una esfera, 2p un plano, 3d dos nodos angulares y 4f tres.
¿Por qué se llena el 4s antes que el 3d?
En los átomos con muchos electrones, los electrones internos apantallan el núcleo, y un electrón s, que pasa parte del tiempo muy cerca del núcleo, queda menos apantallado que uno d. Eso baja el 4s justo por debajo del 3d en el potasio y el calcio. Cuando los 3d empiezan a llenarse vuelven a quedar por debajo del 4s, por eso los metales de transición pierden primero sus electrones 4s al formar iones, y el cromo y el cobre toman 3d⁵ 4s¹ y 3d¹⁰ 4s¹.
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