En química, los diagramas de orbitales son esenciales para entender cómo se distribuyen los electrones en los elementos. También revelan propiedades y comportamientos químicos.

Estos diagramas son la conexión entre la teoría cuántica y la química, mostrando la naturaleza subatómica. Explicaremos qué son, cómo se representan y su importancia en la formación de enlaces químicos. Desde las diferencias entre orbitales s y p hasta los principios de exclusión de Pauli y Hund.

¿Qué es un diagrama de orbitales?

Un diagrama de orbitales es una representación gráfica que muestra la configuración electrónica de un átomo o molécula. Muestra cómo los electrones están distribuidos en los diferentes orbitales atómicos o moleculares, que son regiones específicas alrededor del núcleo donde es más probable encontrar electrones.

Para entender un diagrama de orbitales, primero debemos comprender los siguientes conceptos:

• Electrones: Partículas subatómicas con carga negativa que orbitan el núcleo.
• Orbitales atómicos: Áreas donde los electrones tienen alta probabilidad de estar, clasificados en tipos (s, p, d, f) según forma y energía.
• Configuración electrónica: Distribución de electrones en los orbitales de un átomo.

¿Cómo se representa un diagrama de orbitales?

Este diagrama utiliza símbolos y líneas para mostrar cómo los electrones están distribuidos en los orbitales. A continuación, describiremos los componentes clave y el proceso de representación de estos diagramas.

• Líneas Horizontales: Cada línea representa un orbital individual. En un átomo, estos orbitales pertenecen a diferentes niveles y subniveles de energía (s, p, d, f).
• Flechas: Las flechas indican los electrones. Una flecha hacia arriba (↑) representa un electrón con un espín positivo, y una flecha hacia abajo (↓) representa un electrón con un espín negativo.
• Subniveles de Energía: Se indican generalmente al lado de las líneas horizontales. Por ejemplo, las letras s, p, d, f denotan los diferentes tipos de orbitales.

Proceso de Representación

1. Identificación de Subniveles: Primero, se identifican los subniveles de energía involucrados en la configuración electrónica del átomo o molécula.
2. Dibujo de Orbitales: Se dibujan líneas horizontales para representar los orbitales en cada subnivel. Por ejemplo, el subnivel s tiene un orbital, p tiene tres, d tiene cinco y f tiene siete.
3. Colocación de Electrones: Se colocan flechas en los orbitales para representar los electrones, siguiendo las reglas de llenado de orbitales (principio de Aufbau, regla de Hund y principio de exclusión de Pauli).

¿Cuál es la diferencia entre orbitales s y p en el diagrama?

Los orbitales s y p son dos tipos de subniveles de energía en los que los electrones pueden residir, y cada uno tiene características distintivas que se reflejan en los diagramas de orbitales.

Características de los Orbitales s

1. Forma y Capacidad: Los orbitales s tienen una forma esférica y pueden albergar un máximo de dos electrones.
2. Representación en Diagramas: En un diagrama de orbitales, un subnivel s se representa con una única línea horizontal, indicando un solo orbital s en ese nivel de energía.
3. Ejemplo: Para el hidrógeno (H) con un electrón, su única flecha se colocaría en el orbital 1s.

Características de los Orbitales p

1. Forma y Capacidad: Los orbitales p tienen una forma lobular o de mancuerna y cada nivel p contiene tres orbitales perpendiculares entre sí (px, py, pz). Cada orbital p puede contener hasta dos electrones, lo que significa que un subnivel p completo tiene seis electrones.
2. Representación en Diagramas: En los diagramas, el subnivel p se muestra con tres líneas horizontales paralelas, cada una representando uno de los tres orbitales p.
3. Ejemplo: En el caso del oxígeno (O), con una configuración electrónica de 1s² 2s² 2p⁴, los cuatro electrones en el subnivel 2p se distribuirían en los tres orbitales p, siguiendo la regla de Hund.

¿Qué información proporciona un diagrama de orbitales sobre un átomo?

El diagrama de orbitales como ya hemos comentado revela la configuración electrónica de un átomo , es decir, cómo están distribuidos sus electrones en los diferentes orbitales. Esta distribución es fundamental para entender el comportamiento químico del átomo, incluyendo:

• Reactividad: La disposición de los electrones en los orbitales exteriores determina cómo un átomo interactúa con otros átomos.
• Estado de Oxidación y Valencia: La configuración electrónica ayuda a predecir los posibles estados de oxidación y la valencia de un elemento, esenciales para comprender las reacciones químicas.

Los diagramas de orbitales también ayudan a explicar las tendencias en la tabla periódica, como:

• Radio Atómico: La distribución de electrones influye en el tamaño del átomo.
• Energía de Ionización y Afinidad Electrónica: La facilidad con la que un átomo gana o pierde electrones se puede inferir de su configuración electrónica.

Configuración electrónica a partir de un diagrama de orbitales

1. Identificar los Orbitales y su Orden de Energía: En el diagrama, los orbitales están representados por líneas horizontales, organizados de acuerdo a su nivel de energía (siguiendo el principio de Aufbau). Los niveles de energía aumentan desde los orbitales 1s hacia arriba.
2. Observar la Distribución de Electrones: Los electrones se representan como flechas en los orbitales. Una flecha hacia arriba (↑) indica un electrón con espín positivo y una flecha hacia abajo (↓) indica un electrón con espín negativo.
3. Aplicar el Principio de Aufbau: Según este principio, los electrones llenan los orbitales empezando por el de menor energía. Por ejemplo, el orbital 1s se llena antes que el 2s.
4. Considerar la Regla de Hund: Esta regla establece que cuando varios orbitales del mismo subnivel tienen la misma energía (orbitales degenerados), un electrón se añade a cada orbital antes de que comiencen a emparejarse. Por ejemplo, en el subnivel 2p, los electrones se distribuyen en los tres orbitales p antes de que cualquier orbital p tenga un par de electrones.
5. Aplicar el Principio de Exclusión de Pauli: Este principio afirma que no pueden existir dos electrones en el mismo átomo con los cuatro números cuánticos idénticos. En términos prácticos, significa que un orbital solo puede contener dos electrones con espines opuestos.

¿Cómo influyen los principios de exclusión de Pauli y Hund en la construcción del diagrama?

Estos principios dictan cómo se distribuyen los electrones en los orbitales, lo que a su vez determina la configuración electrónica de un átomo.

Principio de Exclusión de Pauli

1. Definición: Este principio establece que no pueden existir dos electrones en un mismo átomo con los cuatro números cuánticos idénticos.
2. Influencia en el Diagrama: En la práctica, el principio de Pauli significa que un orbital puede contener como máximo dos electrones, y estos deben tener espines opuestos. En los diagramas de orbitales, esto se representa con una flecha hacia arriba y otra hacia abajo en cada orbital.

Regla de Hund

1. Definición: La regla de Hund establece que cuando se llenan orbitales de igual energía (orbitales degenerados), los electrones se distribuyen de manera que se maximice el número de espines no emparejados.
2. Influencia en el Diagrama: Según esta regla, en un subnivel con varios orbitales (como el p, d o f), un electrón se añade a cada orbital antes de que comiencen a emparejarse. En un diagrama, esto se traduce en colocar una flecha en cada línea horizontal (orbital) del mismo subnivel antes de empezar a poner la segunda flecha en cada uno.

Tipos de diagramas orbitales

A continuación, describimos los tipos más comunes de diagramas de orbitales.

Diagramas de Orbitales Atómicos

1. Diagramas de Orbitales Electrónicos Simples: Estos muestran la distribución de los electrones en los orbitales atómicos de un elemento. Son útiles para visualizar la configuración electrónica básica de un átomo.
2. Diagramas de Niveles de Energía: Estos diagramas representan los orbitales en términos de sus niveles de energía relativos, ayudando a entender el orden de llenado de los orbitales.

Diagramas de Orbitales Moleculares

1. Diagramas de Combinación Lineal de Orbitales Atómicos (CLOA): Utilizados para moléculas, estos diagramas muestran cómo los orbitales atómicos se combinan para formar orbitales moleculares. Son esenciales para entender la formación de enlaces en moléculas.
2. Diagramas de Orbitales Moleculares Homonucleares y Heteronucleares: Estos diagramas son específicos para moléculas formadas por átomos iguales (homonucleares) o diferentes (heteronucleares), mostrando la distribución de electrones en los orbitales moleculares.

Diagramas de Orbitales de Enlace

1. Diagramas de Orbitales de Enlace Sigma (σ) y Pi (π): Estos diagramas ilustran cómo los orbitales atómicos se solapan para formar enlaces σ y π, fundamentales en la química orgánica e inorgánica.

Diagramas de Orbitales de Iones y Complejos

1. Diagramas de Campo Cristalino: Utilizados para complejos de coordinación, estos diagramas muestran cómo los campos eléctricos de los ligandos afectan la energía de los orbitales d de los metales de transición.
2. Diagramas de Orbitales para Iones: Estos diagramas son útiles para visualizar la configuración electrónica de iones, mostrando la ganancia o pérdida de electrones en comparación con el átomo neutro.