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Os átomos são compostos de um núcleo pesado cercado por elétrons leves. O comportamento dos elétrons é governado pelas regras da mecânica quântica. Essas regras permitem que os elétrons ocupem regiões específicas chamadas orbitais. As interações dos átomos são quase exclusivamente através de seus elétrons mais externos, de modo que a forma desses orbitais se torna muito importante. Por exemplo, quando átomos são colocados próximos um do outro, se seus orbitais mais externos se sobrepõem, eles podem criar uma forte ligação química; portanto, algum conhecimento da forma dos orbitais é importante para entender as interações atômicas.
Números quânticos e orbitais
Os físicos acharam conveniente usar a abreviação para descrever as características dos elétrons em um átomo. A abreviação é em termos de números quânticos; esses números podem ser apenas números inteiros, não frações. O número quântico principal, n, está relacionado à energia do elétron; depois, há o número quântico orbital, l, e o número quântico do momento angular, m. Existem outros números quânticos, mas eles não estão diretamente relacionados à forma dos orbitais. Orbitais não são órbitas, no sentido de serem caminhos ao redor do núcleo; em vez disso, representam as posições em que o elétron é mais provável de ser encontrado.
Orbitais S
Para cada valor de n, existe um orbital em que l e m são iguais a zero. Esses orbitais são esferas. Quanto maior o valor de n, maior a esfera - ou seja, maior a probabilidade de o elétron ser encontrado mais distante do núcleo. As esferas não são igualmente densas por toda parte; eles são mais como conchas aninhadas. Por razões históricas, isso é chamado de orbital s. Por causa das regras da mecânica quântica, os elétrons de menor energia, com n = 1, devem ter l e m iguais a zero; portanto, o único orbital que existe para n = 1 é o orbital s. O orbital s também existe para todos os outros valores de n.
P Orbitais
Quando n é maior que um, mais possibilidades se abrem. L, o número quântico orbital, pode ter qualquer valor até n-1. Quando l é igual a um, o orbital é chamado de orbital p. Os orbitais P parecem com halteres. Para cada l, m passa de positivo para negativo l nas etapas de um. Portanto, para n = 2, l = 1, m pode ser igual a 1, 0 ou -1. Isso significa que existem três versões do orbital p: uma com o haltere para cima e para baixo, outra com o haltere da esquerda para a direita e outra com o haltere em ângulo reto com os outros. Os orbitais P existem para todos os principais números quânticos maiores que um, embora tenham estrutura adicional à medida que n aumenta.
D Orbitais
Quando n = 3, então l pode ser 2 e quando l = 2, m pode ser 2, 1, 0, -1 e -2. Os orbitais l = 2 são chamados de orbitais d, e existem cinco diferentes correspondendo aos diferentes valores de m. O orbital n = 3, l = 2, m = 0 também se parece com um haltere, mas com uma rosquinha no meio. Os outros quatro orbitais d parecem quatro ovos empilhados em um padrão quadrado. As diferentes versões têm apenas os ovos apontando em direções diferentes.
F Orbitais
Os orbitais n = 4, l = 3 são chamados de orbitais f e são difíceis de descrever. Eles têm vários recursos complexos. Por exemplo, n = 4, l = 3, m = 0; m = 1; e m = -1 orbitais têm o formato de halteres novamente, mas agora com dois donuts entre as extremidades da barra. Os outros m valores parecem um conjunto de oito balões, com todos os nós atados no centro.
Visualizações
A matemática que governa os orbitais de elétrons é bastante complexa, mas existem muitos recursos on-line que fornecem realizações gráficas dos diferentes orbitais. Essas ferramentas são muito úteis para visualizar o comportamento dos elétrons ao redor dos átomos.