Page 68 - Los elementos químicos: un manual extenso. A. Doadrio

Los orbitales de tipo s, se pueden representar directamente a partir de la solución

de la función de onda, pero en los orbitales de tipo p y d, solo se consigue cuando m=0 (pz,
dz ), dando lugar a las mismas representaciones que las obtenidas anteriormente con los
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armónicos Figura 25 y Figura 26) y, los restantes valores de m, por combinaciones
lineales de las partes imaginarias que, en el caso de los orbitales p, toman forma de

rosquilla para los valores de m=1. Para los orbitales d, son también, de una rosquilla para

m=2 y dos rosquillas simétricas sobre el eje z para m=1. Así que, nada nuevo, tenemos

unas representaciones de orbitales idénticas a las que obtuvimos anteriormente
utilizando solo la parte angular de la función total, lo cual es normal, ya que es la parte

que nos da la forma y distribución espacial de los orbitales atómicos. Entonces, ¿por qué

emplear la función de onda total?

Pues, es que utilizando una n,l,m, resulta que podemos representar conjuntamente

densidades electrónicas, nodos radiales y angulares y, además, la forma y disposición
espacial del orbital. Tendremos así, una visión global del átomo de hidrógeno que nos va

a ser más útil.

Vamos a profundizar un poco más en esta cuestión. Para ello, en la Figura 31,

hemos dispuesto una representación sencilla de las nubes electrónicas y nodos para los

orbitales 2pz y 3pz.

Figura 31. Representación en 2D de las densidades electrónicas y nodos para los orbitales 2pz y 3pz. Las
flechas rojas señalan los máximos absolutos, mientras que las verdes son máximos relativos. La flecha
morada señala el nodo radial, mientras que la línea marrón punteada es el plano del nodo angular.

pág. 68| ¿Cómo es el átomo?