Números Cuánticos y Orbitales Atómicos: Tipos, Formas y Modelo Mecanocuántico
Números cuánticos y orbitales atómicos
El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital. Por ejemplo, los orbitales en los que n=2 son más grandes que aquellos en los que n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.
El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo, si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1, 2, 3, 4. Siguiendo la antigua terminología de los espectroscopistas, se designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como:
Designación de los orbitales según el valor de l
- l = 0 → orbitales s
- l = 1 → orbitales p
- l = 2 → orbitales d
- l = 3 → orbitales f
El número cuántico magnético (ml) determina la orientación espacial del orbital. Se denomina magnético porque esta orientación espacial se suele definir en relación con un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para ml son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.
El número cuántico de spin (s) solo puede tomar 2 valores: +1/2 y -1/2.
Relación entre el número cuántico l, los tipos de orbitales y los electrones
| l | 0 | 1 | 2 | 3 |
| Tipo de orbital | s | p | d | f |
| Cantidad de orbitales | 1 | 3 | 5 | 7 |
| Cantidad de e- | 2 | 6 | 10 | 14 |
Fundamentos del modelo atómico moderno
a) En 1924, Louis de Broglie postuló que los electrones tienen un comportamiento dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad también se comporta como onda.
b) En 1927, Werner Heisenberg sugirió que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de incertidumbre".
c) En 1927, Erwin Schrödinger estableció una ecuación matemática que, al ser resuelta, permite obtener la función de onda (psi cuadrado), llamada orbital. Esta describe probabilísticamente el comportamiento del electrón en el átomo. Dicha función se denomina densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo esté y menor si nos alejamos de él. Con esta teoría de Schrödinger queda establecido que los electrones no giran en órbitas alrededor del núcleo como en el modelo de Bohr, sino en volúmenes alrededor del núcleo.
Formas de los orbitales atómicos
Orbitales s
Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal; así, un orbital 3s tiene la misma forma que un orbital 2s, pero es de mayor tamaño.
Orbitales p
Los orbitales p (l=1) tienen forma de 2 lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Existen 3 orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren únicamente en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.
Orbitales d
Los orbitales d (l=2) también tienen forma de lóbulos. Existen 5 tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2).
Orbitales f
Los orbitales f (l=3) también presentan un aspecto multilobular. Existen 7 tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).