Un orbital atómico es una función matemática que describe la disposición de uno o dos electrones en un átomo. Un orbital molecular es el análogo en las moléculas.

Formas de los orbitales

Por simplicidad, se recogen las formas de la parte angular de los orbitales, obviando los nodos

radiales, que siempre tienen forma esférica.

[editar]Orbital s

El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. En la figura siguiente se muestran

dos formas alternativas para representar la nube electrónica de un orbital s: en la primera, la

probabilidad de encontrar al electrón (representada por la densidad de puntos) disminuye a medida

que nos alejamos del centro; en la segunda, se representa el volumen esférico en que el electrón

pasa la mayor parte del tiempo y por ultimo se observa el electrón.

[editar]Orbital p

La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto

(el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que

puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos

respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, los orbitales p presentan n-2 nodos

radiales en la densidad electrónica, de modo que al incrementarse el valor del número cuántico

principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico. El orbital "p"

representa también la energía que posee un electrón y se incrementa a medida que se aleja entre

la distancia del núcleo y el orbital.

[editar]Orbital d

Los orbitales d tienen formas más diversas

cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en

diferentes orientaciones del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo

(un doble cono nodal). Siguiendo la misma tendencia, presentan n-3 nodos radiales.

[editar]Orbital f

Los orbitales f tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar de añadir un plano

nodal a las formas de los orbitales d. Presentan n-4 nodos radiales.

En química, se habla de hibridación cuando en un átomo se mezclan varios orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales híbridos explican la forma en que se disponen los electrones en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, y justifican la geometría las moléculas.

TIPOS DE HIBRIDACIÓN Y ENLACE.

Tal y como se ha visto en la unidad de enlace químico, el carbono puede hibridarse de tres manera distintas:

Hibridación sp 3 :

      4 orbitales sp3 iguales que forman 4 enlaces simples de tipo “” (frontales).

      Los cuatro pares de electrones se comparten con cuatro átomos distintos.

      Geometría tetraédrica: ángulos C–H: 109’5 º y distancias C–H iguales.

Ejemplo: CH4, CH3–CH3

Hibridación sp 2 :

      3 orbitales sp2 iguales que forman enlaces “” + 1 orbital  “p” (sin hibridar) que formará un enlace “” (lateral)

      Forma un enlace doble, uno “” y otro “”, es decir, hay dos pares electrónicos compartidos con el mismo átomo.

      Geometría triangular: ángulos C–H: 120 º y  distancia C=C < C–C

Ejemplo: H2C=CH2,  H2C=O

Hibridación sp:

      2 orbitales  sp  iguales que forman enlaces “” + 2 orbitales “p” (sin hibridar) que formarán sendos enlaces “”

      Forma bien un enlace triple –un enlace “” y dos “”–, es decir, hay tres pares electrónicos compartidos con el mismo átomo, o bien dos enlaces dobles, si bien este caso es más raro.

      Geometría lineal: ángulos C–H: 180 º y  distancia CC < C=C < C–C

Ejemplo: HCCH, CH3–CN