¿Cómo es que los orbitales 3p del cloro son más bajos en energía que el orbital 1s del hidrógeno?
Yo diría que hay dos cosas importantes a tener en cuenta aquí: En primer lugar, $\ce{Cl}$ es más electronegativo que $\ce{H}$ . Y en segundo lugar, a medida que se avanza de izquierda a derecha en cualquier fila de la tabla periódica, los orbitales s y p bajan en energía. Esto es una consecuencia del hecho de que los electrones de valencia no se apantallan mutuamente de forma efectiva. Así, la adición de un protón al núcleo y un electrón no se cancela, sino que los electrones de valencia "sienten" un aumento de la carga nuclear. La diferencia de electronegatividad y el menor apantallamiento entre los electrones de valencia parecen ser suficientes para desplazar el $3\ce{s}$ e incluso el $3\ce{p}$ orbital de $\ce{Cl}$ por debajo de la energía del $1\ce{s}$ orbital de $\ce{H}$ . Los potenciales de ionización (IP) promediados por el estado experimental podrían servir como una buena guía para la colocación de los orbitales de partida en un diagrama de interacción orbital. Para el $\ce{H}$ $1\ce{s}$ orbital tienes una IP de $-13.6 \, \mathrm{eV}$ . Para el $\ce{Cl}$ $3\ce{s}$ y $3\ce{p}$ orbitales tienes IP's de $-25.2 \, \mathrm{eV}$ y $-13.7 \, \mathrm{eV}$ respectivamente. $^{[1]}$ Por lo tanto, esto indica que el $3\ce{p}$ orbital de $\ce{Cl}$ se encuentra, en efecto, ligeramente por debajo del $1\ce{s}$ orbital de $\ce{H}$ .
Actualización:
A continuación se presenta una tabla de los potenciales de ionización experimentales promediados por el estado, en electronvoltios, para los principales átomos del grupo. Sin embargo, esos $\ce{p}$ orbitales atómicos para los grupos 1 y 2 y para el $\ce{s}$ y $\ce{p}$ Los orbitales de la sexta fila no se conocen experimentalmente, por lo que se han utilizado valores calculados (indicados con un asterisco). $^{[2,3]}$ Estos últimos incluyen correcciones relativistas. La tabla está tomada de la 2ª edición del libro Interacciones orbitales en química por T. A. Albright, J. K. Burdett y M.-H. Whangbo.
[1] L. C. Allen, J. Am. Chem. Soc. 1989 , 111 , 9003 ; L. C. Allen, J. Am. Chem. Soc. 1992 , 114 1510; L. C. Allen, Acc. Chem. Res. 1990 , 23 , 175.
[2] A. Vela, J. L. Gazquez, J. Phys. Chem. 1988 , 92 , 5688.
[3] J. P. Desclaux, En. Nucl. Tablas de datos 1973 , 12 , 311.
También puede probar esa teoría con el modelo de bohr para átomos similares al hidrógeno. No es nada realmente exacto, pero dibuja la imagen bastante bien: $$E= {1\over 2} m_\mathrm{e} v^2 - {Z k_\mathrm{e} e^2 \over r} = - {Z k_\mathrm{e} e^2 \over 2r}.$$ Con $Z$ como carga nuclear y $r$ como el radio, $k_\mathrm{e}$ es una constante y $E$ es la energía: $E\propto -Z$ .
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