La diferencia clave entre los orbitales Px Py y Pz es que el El orbital Px tiene dos lóbulos orientados a lo largo del eje x y el orbital Py tiene dos lóbulos orientados a lo largo del eje y, mientras que el orbital Pz tiene dos lóbulos orientados a lo largo del eje z. Por lo tanto, la diferencia entre los orbitales Px Py y Pz surge de su orientación en el espacio.
Un orbital atómico es una región alrededor de un núcleo atómico, que tiene la mayor probabilidad de encontrar un electrón. Los orbitales de un átomo pueden ser el orbital s, el orbital p, el orbital d o el orbital f. Además, hay tres orbitales p; son orbitales Px, Py y Pz.
El orbital Px es uno de los tres orbitales p y se orienta a lo largo del eje x. Además, este orbital tiene dos lóbulos y tiene forma de mancuerna. Los números cuánticos son un conjunto de números que ayudan a nombrar los orbitales atómicos. Este sistema le da a un orbital atómico particular un nombre único.
Figura 1: Diferentes orbitales p y sus orientaciones
Números cuánticos:
El número cuántico principal (n) describe la capa de electrones. Ej: n = 1, 2, 3…
El número cuántico azimutal o el número cuántico de momento angular (l) explica las subcapas. Ej: l = 0, 1, 2…
El número cuántico magnético (m) indica el estado cuántico único de un electrón. Ej: m = …-2, -1, 0, +1, +2…
El número (s) cuántico de espín describe el espín de un electrón. Ej: s = ±
Al considerar el orbital Px, la notación cuántica es la siguiente.
Cuando n=1, no hay orbitales P.
Cuando n > 2 y l = 1, hay orbitales p. Entonces, Px es m = +1 o m = -1.
Con el aumento de los valores de n, el tamaño del lóbulo externo del orbital Px aumenta gradualmente mientras que el tamaño del lóbulo interno disminuye.
¿Qué es un orbital Py?
El orbital Py es uno de los tres orbitales p orientados a lo largo del eje y. Este orbital tiene dos lóbulos. La notación cuántica del orbital Py es la siguiente.
Cuando n=1, no hay orbitales P.
Cuando n > 2 y l = 1, hay orbitales p. Entonces, Py es m = +1 o m = -1.
Con el aumento de los valores de n, el tamaño del lóbulo externo del orbital Py aumenta gradualmente mientras que el tamaño del lóbulo interno disminuye.
¿Qué es un orbital Pz?
El orbital Pz es uno de los tres orbitales p orientados a lo largo del eje z. Este orbital tiene dos lóbulos y tiene forma de mancuerna. La notación cuántica del orbital Py es la siguiente:
Cuando n=1, no hay orbitales P.
Cuando n > 2 y l = 1, hay orbitales p. Entonces, Pz es m = 0.
Con el aumento de los valores de n, el tamaño del lóbulo externo del orbital Pz aumenta gradualmente mientras que el tamaño del lóbulo interno disminuye.
¿Cuáles son las similitudes entre los orbitales Px Py y Pz?
Los orbitales Px Py y Pz tienen una forma similar (forma de mancuerna).
Los tres orbitales P tienen un tamaño similar.
Los tamaños de estos orbitales cambian con el aumento del valor n.
Los tres orbitales contienen dos lóbulos a lo largo de la misma orientación del eje.
¿Cuál es la diferencia entre los orbitales Px Py y Pz?
Orbitales Px Py vs Pz
El orbital Px es un orbital ap orientado a lo largo del eje x.
El orbital Py es un orbital ap orientado a lo largo del eje y.
El orbital Pz es un orbital ap orientado a lo largo del eje z.
Orientación
A lo largo del eje x
A lo largo del eje y
A lo largo del eje z
Valor del Número Cuántico Magnético (m)
El valor del número cuántico magnético (m) es +1 o -1.
El valor del número cuántico magnético (m) es +1 o -1
El valor del número cuántico magnético (m) es 0 (cero)
Resumen – Orbitales Px Py vs Pz
Hay tres orbitales atómicos p en un átomo. Los nombres Px, Py y Pz indican la orientación del orbital en el espacio. La diferencia clave entre los orbitales Px Py y Pz es que el orbital Px tiene dos lóbulos orientados a lo largo del eje x y el orbital Py tiene dos lóbulos orientados a lo largo del eje y, mientras que el orbital Pz tiene dos lóbulos orientados a lo largo del eje z.
Referencia:
1. «Orbital atómico». Wikipedia, Fundación Wikimedia, 24 de abril de 2018, Disponible aquí.
2. Libretextos. «Orbitales atómicos». Química LibreTexts, Libretexts, 7 feb. 2018, Disponible aquí.
3. Agray, Santosh. «Formas de orbitales». Escritorio de química, Disponible aquí.
Imagen de cortesía:
1. «Orbitales Px py pz» Por CK-12 Foundation – Archivo: High School Chemistry.pdf, página 268 (CC BY-SA 3.0) a través de Commons Wikimedia
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