Tabla periódica, bloques y electrones de valencia

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Las configuraciones electrónicas no solo describen la distribución de los electrones en un átomo, sino que también explican la organización de la tabla periódica. Los elementos situados en una misma columna o grupo presentan configuraciones electrónicas de valencia semejantes y, por ello, comparten propiedades químicas. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 poseen una configuración externa del tipo ns¹, mientras que los del grupo 13 presentan una configuración ns²np¹. A medida que se desciende por un grupo aumenta el valor del número cuántico principal (n), pero la distribución de los electrones de valencia conserva el mismo patrón. Esta regularidad explica por qué los elementos de un mismo grupo reaccionan de manera similar y forman familias químicas con propiedades características.

Figura 1. [Wolfgang Pauli] fue un físico teórico austríaco y uno de los fundadores de la mecánica cuántica. Formuló el principio de exclusión, base de las configuraciones electrónicas y la tabla periódica, e introdujo el concepto de espín electrónico. También propuso la existencia del neutrino y recibió el Premio Nobel de Física en 1945.

Figura 2. [Michelle Simmons] es una física cuántica australiana de origen británico, pionera en computación cuántica basada en silicio. Ha desarrollado dispositivos con átomos individuales, impulsando el diseño de qubits y circuitos cuánticos. Fundadora de Silicon Quantum Computing, su trabajo ha convertido la investigación cuántica en una plataforma para futuras tecnologías de información.

El número total de orbitales presentes en un nivel principal es igual a n²; por tanto, los niveles n = 1, 2, 3 y 4 contienen 1, 4, 9 y 16 orbitales, respectivamente. Como cada orbital puede alojar un máximo de dos electrones, la capacidad total de cada nivel es 2n², es decir, 2, 8, 18 y 32 electrones. Esta relación se refleja directamente en la estructura de la tabla periódica, cuyas filas largas contienen precisamente 2, 8, 18 o 32 elementos. Asimismo, la tabla puede dividirse en cuatro bloques electrónicos, definidos por el tipo de orbital que se está ocupando durante el llenado electrónico. El bloque s, situado a la izquierda, posee 2 columnas porque los orbitales s admiten dos electrones. El bloque p, situado a la derecha, tiene 6 columnas; el bloque d, correspondiente a los metales de transición, posee 10 columnas; y el bloque f, formado por lantánidos y actínidos, presenta 14 columnas. Estas cantidades coinciden exactamente con la capacidad máxima de los subniveles s, p, d y f, respectivamente.

Figura 3. [Bloques de la tabla périódica]. La tabla periódica se organiza en los bloques s, p, d y f, definidos por el tipo de orbital que se llena. Sus 2, 6, 10 y 14 columnas corresponden a la capacidad máxima de cada subnivel. Esta disposición permite relacionar directamente la configuración electrónica con la posición y las propiedades de cada elemento químico.

La ubicación de un elemento dentro de uno de estos bloques permite deducir rápidamente gran parte de su configuración electrónica. Por ejemplo, los elementos de los bloques s y p, llamados elementos representativos, siguen un patrón muy regular y su configuración puede obtenerse directamente a partir de su posición en la tabla. En cambio, los metales de transición y los elementos del bloque f presentan algunas excepciones debido a que las diferencias de energía entre ciertos subniveles son muy pequeñas. Estas desviaciones, como ocurre en el cromo, el cobre o algunos lantánidos, muestran que las reglas de Aufbau y Madelung constituyen excelentes aproximaciones, aunque la configuración electrónica definitiva siempre debe establecerse a partir de la evidencia experimental.

Electrones de valencia

Los electrones de valencia son los electrones que participan directamente en la formación de los enlaces químicos y, por ello, determinan la mayor parte de las propiedades químicas de un elemento. En los elementos representativos corresponden, en general, a los electrones situados en el nivel principal más externo, es decir, el de mayor valor de n. Cuando dos átomos forman un enlace covalente, cada uno aporta uno o más electrones de valencia para constituir pares electrónicos compartidos. En consecuencia, la reactividad, la valencia, la facilidad para ganar o perder electrones y muchas otras propiedades químicas dependen principalmente de la configuración electrónica de esta capa externa.

En los metales de transición y en los elementos del bloque f, la situación es más compleja. En estos casos, además de los electrones del nivel más externo, también pueden participar en los enlaces los electrones de los subniveles (n−1)d o (n−2)f, ya que poseen energías muy próximas. Por ello, la capa de valencia de estos elementos no coincide necesariamente con el nivel principal de mayor valor de n, sino que incluye todos los orbitales con energías suficientemente similares para intervenir en las reacciones químicas. Esta es la razón por la que estos elementos presentan una gran variedad de estados de oxidación y una química mucho más diversa que la de los elementos representativos.

Los gases nobles poseen su capa de valencia completamente llena y, por ello, presentan una estabilidad extraordinaria y una reactividad muy baja. En contraste, los elementos con uno o dos electrones de valencia tienden a perderlos fácilmente para formar cationes, mientras que aquellos a los que les faltan uno o dos electrones para completar la capa suelen captarlos o compartirlos mediante enlaces covalentes. Los electrones de valencia también pueden absorber energía y pasar a estados excitados, o incluso abandonar completamente el átomo durante un proceso de ionización. Cuando regresan a niveles de menor energía emiten fotones, fenómeno responsable de los espectros atómicos.

Composición de la capa de valencia y reglas de estabilidad

La capa de valencia está formada por los orbitales que pueden participar en la formación de enlaces químicos. En los elementos representativos corresponde a los orbitales ns y np del nivel más externo. En los metales de transición también deben considerarse los orbitales incompletos (n−1)d, mientras que en los lantánidos y actínidos participan además los orbitales (n−2)f. Aunque estos orbitales pueden pertenecer a diferentes niveles principales, poseen energías semejantes y, por ello, pueden intervenir simultáneamente en las reacciones químicas.

Una tendencia muy importante en química es la llamada regla del octeto, según la cual los elementos representativos tienden a adquirir una configuración semejante a la de un gas noble, completando ocho electrones en su capa de valencia (ns²np⁶). Esta tendencia explica la formación de gran parte de los compuestos iónicos y covalentes estudiados en química general. Sin embargo, la regla del octeto no es universal. Existen numerosas excepciones, como las moléculas con octeto incompleto, las de octeto expandido y muchas especies con un número impar de electrones.

De manera análoga, en muchos metales de transición aparece la llamada regla de los 18 electrones, según la cual una gran cantidad de complejos metálicos alcanzan una estabilidad elevada cuando la suma de los electrones presentes en los orbitales s, p y d de valencia es igual a dieciocho. Al igual que la regla del octeto, esta constituye una tendencia empírica y no una ley absoluta. Existen numerosos compuestos estables que no cumplen exactamente esta condición. Por ello, tanto la regla del octeto como la regla de los 18 electrones deben entenderse como herramientas útiles para interpretar y predecir el comportamiento químico, pero siempre subordinadas a la evidencia experimental y a la teoría cuántica que describe la estructura electrónica de los átomos.

Referencias

Atkins, P., & de Paula, J. (2022). Atkins' physical chemistry (12th ed.). Oxford University Press.

Atkins, P., Jones, L., & Laverman, L. (2023). Chemical principles: The quest for insight (9th ed.). W. H. Freeman.

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., & Stoltzfus, M. W. (2024). Química: La ciencia central (15.ª ed.). Pearson.

Burdge, J. L., Overby, J., Driessen, M. D., & Mahan, B. H. (2022). Química (5.ª ed.). McGraw-Hill Education.

Chang, R., & Goldsby, K. A. (2023). Química (14.ª ed.). McGraw-Hill Education.

Cotton, F. A., Wilkinson, G., Murillo, C. A., & Bochmann, M. (1999). Advanced inorganic chemistry (6th ed.). John Wiley & Sons.

Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic chemistry (5th ed.). Pearson.

IUPAC. (2019). Compendium of chemical terminology (the Gold Book). https://goldbook.iupac.org

Pauli, W. (1925). Über den Zusammenhang des Abschlusses der Elektronengruppen im Atom mit der Komplexstruktur der Spektren. Zeitschrift für Physik, 31(1), 765–783. https://doi.org/10.1007/BF02980631

Simmons, M. (2023). The next atomic revolution. MIT Press.

Silberberg, M. S., & Amateis, P. (2023). Chemistry: The molecular nature of matter and change (10th ed.). McGraw-Hill Education.

Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2020). Chemistry (11th ed.). Cengage Learning.

Figura. Bloques de la tabla périódica

La figura muestra cómo la tabla periódica puede interpretarse como un mapa del llenado progresivo de los orbitales atómicos. Cada bloque de color representa el tipo de subnivel electrónico que se ocupa conforme aumenta el número atómico. El bloque s, coloreado en azul, aparece a la izquierda y contiene dos columnas porque cada subnivel s posee un solo orbital capaz de alojar un máximo de dos electrones. El bloque p, ubicado a la derecha y representado en rosa, comprende seis columnas, ya que los subniveles p contienen tres orbitales con capacidad total para seis electrones. Entre ambos se encuentran los elementos representativos, cuyos electrones de valencia determinan gran parte de sus propiedades químicas.

En la región central aparece el bloque d, representado en naranja, correspondiente a los metales de transición. Este bloque posee diez columnas porque cada subnivel d está formado por cinco orbitales, cada uno con capacidad para dos electrones. En la parte inferior se encuentra el bloque f, mostrado en color claro, integrado por los lantánidos y actínidos. Aunque suele dibujarse separado para simplificar el diseño de la tabla, realmente se inserta entre los bloques s y d de los períodos sexto y séptimo. Sus catorce columnas reflejan que cada subnivel f contiene siete orbitales con capacidad máxima para catorce electrones. La figura también indica el primer nivel donde aparece cada tipo de subnivel: 1s, 2p, 3d y 4f.

Esta organización resume visualmente la relación entre la configuración electrónica y la estructura de la tabla periódica. El número de columnas de cada bloque coincide exactamente con la capacidad electrónica de los subniveles s, p, d y f: 2, 6, 10 y 14 electrones, respectivamente. Gracias a esta correspondencia es posible deducir la configuración electrónica aproximada de un elemento con solo conocer su posición en la tabla. Aunque algunos metales de transición y elementos del bloque f presentan excepciones debido a pequeñas diferencias energéticas entre orbitales, esta representación constituye una de las herramientas más útiles para comprender la organización electrónica de los átomos y la periodicidad de las propiedades químicas.

Figura. Michelle Yvonne Simmons

 Michelle Yvonne Simmons (1967–) es una física cuántica australiana de origen británico, reconocida internacionalmente por sus contribuciones a la nanotecnología, la computación cuántica y la fabricación de dispositivos electrónicos a escala atómica. Nació en Londres, Reino Unido, y obtuvo su doctorado en la Universidad de Durham antes de trasladarse a Australia para incorporarse a la Universidad de Nueva Gales del Sur (UNSW). Desde el inicio de su carrera se interesó por el comportamiento de los electrones en materiales semiconductores y por el desarrollo de métodos que permitieran controlar átomos individuales con una precisión sin precedentes. Su trabajo combina la física del estado sólido, la ingeniería de materiales y la mecánica cuántica para construir dispositivos capaces de aprovechar las propiedades cuánticas de la materia.

Su mayor contribución científica ha sido el desarrollo de tecnologías para fabricar circuitos cuánticos utilizando átomos individuales de silicio y fósforo. Simmons y su equipo lograron colocar átomos con precisión atómica mediante microscopía de efecto túnel, construyendo algunos de los transistores de un solo átomo y dispositivos cuánticos más pequeños del mundo. Estas investigaciones constituyen un paso fundamental hacia la creación de computadoras cuánticas basadas en silicio, compatibles con la tecnología empleada por la industria de los semiconductores. Además, ha impulsado importantes avances en el estudio de los qubits, la coherencia cuántica y el transporte electrónico en nanoestructuras, contribuyendo a la llamada segunda revolución cuántica, caracterizada por el control y la manipulación de sistemas cuánticos individuales con fines tecnológicos.

A lo largo de su trayectoria ha recibido numerosos reconocimientos internacionales, entre ellos la Medalla Hughes de la Royal Society, la Medalla Thomas Ranken Lyle y el título de Australiana del Año 2018, otorgado por su liderazgo científico y tecnológico. También fundó y dirige Silicon Quantum Computing Pty Ltd., empresa dedicada al desarrollo de computadoras cuánticas comerciales. Además de su labor investigadora, Simmons promueve activamente la formación de jóvenes científicos y la participación de las mujeres en las áreas de ciencia, tecnología, ingeniería y matemáticas (STEM). Su trabajo demuestra cómo la investigación fundamental en mecánica cuántica puede transformarse en innovaciones con un enorme potencial para revolucionar la computación, las comunicaciones y el procesamiento de información del siglo XXI.

Figura. Wolfgang Pauli

 Wolfgang Pauli (1900–1958) fue un físico teórico austríaco considerado uno de los principales arquitectos de la mecánica cuántica. Nació en Viena y desde muy joven mostró una extraordinaria capacidad para las matemáticas y la física, lo que le permitió publicar trabajos científicos antes de finalizar sus estudios universitarios. Tras doctorarse bajo la dirección de Arnold Sommerfeld, colaboró con destacados científicos como Niels Bohr, Werner Heisenberg y Max Born, participando activamente en el desarrollo de la nueva teoría cuántica durante la década de 1920. Su pensamiento riguroso y su actitud crítica hicieron que sus colegas lo consideraran uno de los jueces intelectuales más exigentes de la física de su época, capaz de detectar errores conceptuales con gran facilidad.

Su contribución más conocida fue el principio de exclusión de Pauli, formulado en 1925. Este establece que en un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos. Como consecuencia, cada orbital atómico puede contener un máximo de dos electrones con espines opuestos, principio que explica la estructura de la tabla periódica, la organización de las configuraciones electrónicas y gran parte de las propiedades químicas de los elementos. Además, Pauli introdujo el concepto del espín electrónico como un nuevo número cuántico para describir completamente el estado de los electrones. Más adelante propuso la existencia del neutrino para explicar la conservación de la energía y del momento angular durante la desintegración beta, una hipótesis que décadas después fue confirmada experimentalmente.

En reconocimiento a sus aportes recibió el Premio Nobel de Física en 1945. Durante gran parte de su carrera trabajó en el Instituto Federal Suizo de Tecnología (ETH Zúrich), donde formó a nuevas generaciones de físicos y contribuyó al desarrollo de la teoría cuántica moderna. Su legado continúa siendo fundamental tanto para la física como para la química, ya que el principio de exclusión constituye uno de los pilares que permiten comprender la estructura electrónica de los átomos, la formación de enlaces químicos y el comportamiento periódico de los elementos.

Ejercicios resueltos de configuraciones electrónicas

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Los siguientes ejercicios permiten aplicar los conceptos desarrollados en este capítulo sobre configuración electrónica, números cuánticos, principio de Aufbau, regla de Madelung, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund. A través de problemas de identificación de elementos, construcción de configuraciones electrónicas, diagramas orbitales y análisis de configuraciones correctas e incorrectas, el lector fortalecerá su comprensión de la organización electrónica de los átomos y su relación con la tabla periódica. Se recomienda resolver primero cada ejercicio de manera autónoma y, posteriormente, comparar el procedimiento con la solución propuesta para identificar errores y consolidar el razonamiento químico.

Configuraciones electrónicas 

Ejemplo 1. (a) El elemento con configuración electrónica [Ne] 3s² 3p². Identifica el elemento y su ubicación en la tabla periódica.  (b). El ion X²⁻ tiene la configuración electrónica [He] 2s² 2p⁶. ¿Qué elemento formó este ion y cuál es su ubicación en la tabla periódica? (c) Un elemento tiene la configuración electrónica [Ar] 4s² 3d⁵. ¿Qué elemento es y cuál es su grupo y periodo en la tabla periódica? https://youtu.be/byPnCCkfLC0

Ejemplo 2. (a) El ion X²⁺ tiene la configuración electrónica [Ar] 3d⁶. ¿Cuál es su elemento original y cuál es su estado de oxidación? (b) El elemento con configuración electrónica [Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p². Identifica el elemento y su grupo y periodo en la tabla periódica. (c) El ion X⁺ tiene la configuración electrónica 1s². ¿Qué elemento es y qué grupo y periodo ocupa en la tabla periódica? https://youtu.be/Jk42nwHzqEs

Ejemplo 3. (a) La configuración electrónica de un átomo es [Ne] 3s² 3p³. ¿Qué elemento es y en qué grupo de la tabla periódica se encuentra? (b) El ion X³⁺ tiene la configuración electrónica [Ne]. ¿Qué elemento formó este ion y cuál es su grupo y periodo? (c) La configuración electrónica de un átomo es [Ar] 4s² 3d⁴. ¿Qué elemento es y cuál es su grupo y periodo en la tabla periódica? https://youtu.be/qVn3xMqg_KA

Ejemplo 4. (a) La configuración electrónica de un átomo es [Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹: ¿Qué elemento es y cuál es su grupo y período en la tabla periódica? (b) La configuración electrónica de un ión es [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁶: ¿Qué ión es y qué elemento lo formó? (c) El átomo con configuración electrónica [Ne] 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁸ tiene número atómico 28: ¿Qué elemento es y en qué grupo y período se encuentra? https://youtu.be/LdkIhtoN9GM

Ejemplo 5. (a) El átomo con la configuración electrónica [Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p³ tiene número atómico 51. ¿Qué elemento es y en qué periodo y grupo se encuentra? (b) La configuración electrónica de un átomo es 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶. ¿Qué elemento es y cuál es su número atómico? (c) El ion X²⁺ tiene la configuración electrónica 1s² 2s² 2p⁶. ¿Qué elemento formó este ion y cuál es su grupo y periodo en la tabla periódica? https://youtu.be/2Zi5CNXwaP4

Ejemplo 6. (a) La configuración electrónica de un átomo es [Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹. ¿Qué elemento es y cuál es su grupo y periodo en la tabla periódica? (b) La configuración electrónica de un ion es [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁶. ¿Qué ion es y qué elemento lo formó? (c) El átomo con configuración electrónica [Ne] 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁸ tiene número atómico 28. ¿Qué elemento es y en qué grupo y periodo se encuentra? https://youtu.be/4MaG_kPhsgM 

Química la ciencia central de Brown

Problema de muestra 6.7:  Dibuja el diagrama orbital para la configuración electrónica del oxígeno, número atómico 8. ¿Cuántos electrones desapareados posee un átomo de oxígeno? https://youtu.be/KiURKBajtJU

Problema de práctica 6.7:  ¿Cuántos de los elementos de la segunda fila de la tabla periódica (Li a Ne) tendrán al menos un electrón desapareado en sus configuraciones electrónicas? (a) 3 (b) 4 (c) 5 (d) 6 (e) 7 https://youtu.be/c4zrUkwcDS4

Problema 6.39:  ¿Cuál es la configuración electrónica condensada del Se? (a) [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ (b) [Ar] 4s² 4d¹⁰ 4p⁴ (c) [Ar] 4s² 5d¹⁰ 4p hecho https://youtu.be/k9JHLuN2Hlg

Problema 6.41. Escriba las configuraciones electrónicas condensadas de los siguientes átomos, utilizando las abreviaturas apropiadas del núcleo del gas noble: (a) Cs, (b) Ni, (c) Se, (d) Cd, (e) U, (f) Pb. https://youtu.be/EV4sC_Ovflk

Problema 6.42.  Identifica el elemento específico que corresponde a cada una de las siguientes configuraciones electrónicas e indica el número de electrones desapareados para cada una: (a) 1s² 2s² (b) 1s² 2s² 2p⁴ (c) [Ar] 4s¹ 3d⁵ (d) [Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p⁴ https://youtu.be/3ESJIWfBUTk

Problema 6.43. Las siguientes no representan configuraciones electrónicas válidas para el estado fundamental de un átomo, ya sea porque violan el principio de exclusión de Pauli o porque los orbitales no se llenan en orden de energía creciente. Indica cuál de estos dos principios se viola en cada ejemplo: (a) [Ne] 3s² 3p⁶ 3d⁵ (b) [Xe] 6s³ (c) 1s² 3s¹ https://youtu.be/sYcUwf_iULo

Problema de muestra 6.8 :  ¿Cuál es la configuración electrónica de valencia característica de los elementos del grupo 17, los halógenos? https://youtu.be/S50ddRHhtp0

Problema de práctica 6.8 :   ¿Cuál grupo de elementos se caracteriza por tener una configuración electrónica ns²np² en la capa más externa ocupada? https://youtu.be/ri0bN7OtSOU

Problema de muestra 6.9 :  (a) Basándose en su posición en la tabla periódica, escriba la configuración electrónica condensada del bismuto, elemento 83. (b) ¿Cuántos electrones desapareados tiene un átomo de bismuto? https://youtu.be/ZJQvmf2K1v8

Problema de práctica 6.9 :  Un cierto átomo tiene una configuración electrónica [gas noble] 5s² 4d¹⁰ 5p⁴. ¿Qué elemento es? (a) Cd (b) Te (c) Sm (d) Hg (e) Se necesita más información. https://youtu.be/m_xQ7K8rMa0

Química la ciencia central de Burdge

Problema de muestra 6.9:  Escribe la configuración electrónica y da el diagrama orbital de un átomo de calcio (Ca) (Z = 20). https://youtu.be/A9mlgCUUqFU

Problema de práctica 6.9A:  Escribe la configuración electrónica y proporciona el diagrama orbital de un átomo de rubidio (Rb) (Z = 37). https://youtu.be/6AfZQobg9ng

Problema de práctica 6.9B:  Escribe la configuración electrónica y proporciona el diagrama orbital de un átomo de bromo (Br) (Z = 35). https://youtu.be/O1cykcGWGKc

Problema 6.8.1:  ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas representa correctamente al átomo de Ti? a) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁴ b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d² c) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ e) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s⁴ https://youtu.be/6qmXP8FqvNY

  Problema 6.8.2:  ¿Qué elemento está representado por la siguiente configuración electrónica? 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ a) Br b) As c) S d) Se e) Te https://youtu.be/Krf8ClsL_SE

(Burdge et al., 2022) 6  Problema 6.8.3:  ¿Cuál diagrama orbital es correcto para el átomo de S en su estado fundamental?

https://youtu.be/QAGqIQecqy4

Problema de muestra 6.10:  Escribe la configuración electrónica de un átomo de arsénico (Z = 33) en el estado fundamental. https://youtu.be/Kdh-t-dCaVs

Problema de práctica 6.10B:   Sin referirte a la Figura 6.25, determina la identidad del elemento con la siguiente configuración electrónica: [Xe]6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁵ https://youtu.be/bnP9gP_bK5U

Problema 6.9.1:  ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas representa correctamente al átomo de Ag? a) [Kr]5s²4d⁹ b) [Kr]5s²4d¹⁰ c) [Kr]5s¹4d¹⁰ d) [Xe]5s²4d⁹ e) [Xe]5s¹4d¹⁰ https://goo.su/Q02TD

Problema 6.9.2:  ¿Qué elemento está representado por la siguiente configuración electrónica? [Kr]5s²4d¹⁰5p⁵ a) Tc b) Br c) I d) Xe e) Te https://youtu.be/T_JhbxUR5CE

Problema 6.9.3 y 6.9.4:  ¿Cuál de los siguientes es un elemento del bloque d? (Selecciona todas las que correspondan) a) Sb b) Au c) Ca d) Zn e) U. ¿Cuál de los siguientes es un elemento del bloque p? (Selecciona todas las que correspondan) a) Pb b) C c) Sr d) Xe e) Na https://youtu.be/9ORbnj1hhEI

Problema 6.1:  ¿Cuál es el núcleo de gas noble para Mo? (a) Ar (b) Kr (c) Xe (d) Ne (e) Rn https://goo.su/LkeX

Referencias

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., & Stoltzfus, M. W. (2024). Química: La ciencia central (15.ª ed.). Pearson.

Burdge, J. L., Overby, J., Driessen, M. D., & Mahan, B. H. (2022). Química (5.ª ed.). McGraw-Hill Education.

Figura. Cuarto número cuántico

Para ver mejor pulsa en la imagen.  El espín electrónico es una propiedad cuántica intrínseca del electrón, descrita mediante el cuarto número cuántico (mₛ). Aunque suele representarse con una flecha hacia arriba (↑) o una flecha hacia abajo (↓), estas figuras no indican que el electrón gire literalmente sobre sí mismo como una esfera. El espín es una propiedad exclusivamente cuántica que solo puede adoptar dos valores posibles: +½ y −½. Esta propiedad resulta indispensable para comprender la estructura electrónica de los átomos, ya que explica por qué dos electrones pueden compartir un mismo orbital únicamente cuando poseen espines opuestos, de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli. En química, el espín se representa mediante flechas porque esta notación facilita la construcción de las configuraciones electrónicas y la aplicación de la regla de Hund.

Además de intervenir en la estructura de los átomos, el espín origina un momento magnético asociado al electrón. Como consecuencia, cuando un átomo se encuentra dentro de un campo magnético, los estados con espín +½ y −½ dejan de tener exactamente la misma energía y aparecen pequeñas diferencias energéticas, fenómeno conocido como desdoblamiento de Zeeman. Este comportamiento explica gran parte de las propiedades magnéticas de la materia, distinguiendo materiales diamagnéticos, paramagnéticos y ferromagnéticos. También constituye el fundamento de importantes técnicas experimentales, como la resonancia magnética nuclear (RMN) y la resonancia paramagnética electrónica (EPR), ampliamente utilizadas para estudiar la estructura de moléculas, materiales y sistemas biológicos con enorme precisión.

El estudio del espín ha dado origen a una de las áreas más activas de la física y la ingeniería modernas: la espintrónica. A diferencia de la electrónica convencional, que utiliza únicamente la carga eléctrica del electrón para transportar información, la espintrónica aprovecha también la orientación del espín, permitiendo desarrollar dispositivos más rápidos, eficientes y con menor consumo energético. La interacción entre el espín y el movimiento del electrón, conocida como acoplamiento espín-órbita, desempeña un papel esencial en numerosos materiales avanzados y en tecnologías cuánticas emergentes. Aunque en química general el espín se introduce principalmente para construir correctamente las configuraciones electrónicas, su importancia trasciende ampliamente este contexto y conecta la estructura atómica con aplicaciones actuales en magnetismo, computación cuántica, sensores, memorias magnéticas y nuevas tecnologías de procesamiento de información.

Figura. Configuraciones de 3 números cuánticos

La figura muestra cómo se aplica la regla de Hund al construir la configuración electrónica de algunos elementos representativos. Cada caja corresponde a un orbital, mientras que los números indican cuántos electrones contiene cada uno. En el carbono, cuya configuración de valencia es 2s²2p², los dos electrones del subnivel 2p no se emparejan inmediatamente, sino que ocupan dos orbitales distintos. En el nitrógeno, con configuración 2s²2p³, cada uno de los tres orbitales p contiene un electrón, alcanzando la máxima separación posible entre ellos. Esta distribución reduce la repulsión electrónica y corresponde al estado de menor energía del átomo.

Cuando el número de electrones supera el número de orbitales disponibles comienza el emparejamiento. Esto puede observarse en el oxígeno, cuya configuración de valencia es 2s²2p⁴. Los tres primeros electrones ocupan orbitales diferentes y el cuarto debe compartir uno de ellos, formando el primer par de electrones con espines opuestos. El mismo principio se aprecia en el cloro, cuya configuración resumida es [Ne]3s²3p⁵. En este caso, el subnivel 3p contiene cinco electrones distribuidos en tres orbitales: dos de ellos ya están completos con dos electrones cada uno, mientras que el tercero permanece ocupado por un solo electrón. Esta distribución explica muchas propiedades químicas del cloro, como su elevada tendencia a captar un electrón para completar el subnivel p.

La regla de Hund no sustituye al principio de Aufbau ni al principio de exclusión de Pauli, sino que los complementa. Aufbau determina el orden en que se llenan los subniveles según su energía, Pauli limita cada orbital a un máximo de dos electrones con espines opuestos y Hund indica cómo distribuir esos electrones cuando existen varios orbitales de igual energía. Gracias a la acción conjunta de estas tres reglas es posible construir correctamente las configuraciones electrónicas, comprender la organización de la tabla periódica y explicar por qué elementos con configuraciones de valencia semejantes presentan propiedades químicas similares y forman familias con comportamientos característicos.

Figura. Shohini Ghose

 Shohini Ghose es una física canadiense reconocida internacionalmente por sus investigaciones en información cuántica, computación cuántica y óptica cuántica, así como por su labor en la divulgación científica y la promoción de la diversidad en las ciencias. Nació en Canadá y cursó estudios de física en la Universidad de Waterloo, una de las instituciones líderes en investigación cuántica. Posteriormente obtuvo el doctorado en la Universidad de Queen's, especializándose en el estudio experimental de sistemas cuánticos. Desde el inicio de su carrera ha combinado la investigación fundamental con el desarrollo de tecnologías cuánticas, contribuyendo a acercar conceptos complejos al público general y fomentando la participación de mujeres y grupos tradicionalmente subrepresentados en la física.

Como profesora en la Wilfrid Laurier University e investigadora asociada del Institute for Quantum Computing de la Universidad de Waterloo, Ghose ha desarrollado investigaciones sobre fotones entrelazados, comunicación cuántica, criptografía cuántica y procesamiento de información cuántica. Sus trabajos exploran cómo aprovechar las propiedades de la superposición y el entrelazamiento cuántico para construir tecnologías capaces de realizar tareas imposibles para la informática clásica. Además de su producción científica, ha participado activamente en proyectos de divulgación mediante conferencias internacionales, programas educativos y publicaciones dirigidas al público no especializado. Su libro Her Space, Her Time destaca la importancia de la diversidad y la inclusión para el avance del conocimiento científico y tecnológico.

La trayectoria de Shohini Ghose ha sido reconocida con numerosos premios por su excelencia científica y su compromiso con la educación. Ha sido distinguida como una de las principales divulgadoras de la segunda revolución cuántica, etapa caracterizada por el desarrollo de computadoras cuánticas, sensores ultraprecisos y redes de comunicación seguras basadas en fenómenos cuánticos. Su trabajo demuestra que la investigación de frontera puede combinarse con una comunicación clara y accesible, inspirando a nuevas generaciones de estudiantes e investigadores. Gracias a sus contribuciones tanto científicas como educativas, Shohini Ghose es considerada una de las figuras más influyentes de la información cuántica contemporánea y una importante embajadora internacional de la física moderna.

Figura. El principio de Aufbau,

El principio de Aufbau, cuyo nombre proviene del alemán y significa "principio de construcción", establece que los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía disponibles antes de llenar aquellos de mayor energía. Este principio explica cómo se forma progresivamente la configuración electrónica de los átomos a medida que aumenta el número atómico. Sin embargo, Aufbau no indica por sí mismo cuál es el orden energético de todos los subniveles; simplemente establece que el llenado debe seguir la secuencia de menor a mayor energía. Para determinar esa secuencia es necesario recurrir a un criterio adicional que permita comparar las energías relativas de los distintos subniveles presentes en los átomos multielectrónicos.

Ese criterio fue desarrollado por el físico alemán Erwin Madelung, quien observó que el orden de llenado podía describirse mediante la llamada regla de Madelung o regla n + l. Según esta regla, los subniveles se ordenan primero por el valor de la suma n + l. El subnivel con menor valor de esta suma posee menor energía y, por tanto, se llena antes. Cuando dos subniveles tienen el mismo valor de n + l, se ocupa primero aquel cuyo número cuántico principal (n) es menor. Gracias a esta regla se obtiene el conocido orden 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, y así sucesivamente. El diagrama de las diagonales constituye una forma gráfica de aplicar esta regla sin necesidad de calcular continuamente los valores de n + l.

En consecuencia, el principio de Aufbau y la regla de Madelung cumplen funciones diferentes, aunque complementarias. Aufbau responde a la pregunta "¿qué debe hacerse?": llenar siempre primero los orbitales de menor energía. Madelung, en cambio, responde "¿cuál es el siguiente orbital de menor energía?", proporcionando el orden práctico de llenado. Una vez establecido ese orden, entran en acción el principio de exclusión de Pauli, que limita cada orbital a dos electrones con espines opuestos, y la regla de Hund, que distribuye inicialmente los electrones en orbitales equivalentes antes de emparejarlos. La combinación de estas tres reglas permite construir correctamente las configuraciones electrónicas de la mayoría de los elementos de la tabla periódica.

Figura. Los orbitales atómicos

Los orbitales atómicos suelen representarse mediante cajas, una convención gráfica que facilita la construcción de la configuración electrónica. Es importante recordar que estas cajas no existen físicamente dentro del átomo. En realidad, cada una representa un orbital, cuya interpretación depende del modelo cuántico adoptado. Según la interpretación probabilística de Max Born, un orbital es una función de probabilidad que indica las regiones donde es más probable encontrar un electrón. Otras interpretaciones consideran que el orbital corresponde a una onda de materia extendida por el espacio. Aunque estas diferencias son fundamentales en física, en química general no trabajaremos con ese debate, sino con la forma en que los orbitales se organizan y se ocupan para construir las configuraciones electrónicas. Por esta razón, utilizaremos las cajas únicamente como un recurso visual para representar los distintos orbitales disponibles dentro de cada subnivel.

El número de cajas depende del subnivel considerado y está determinado por el número cuántico magnético (mₗ). El subnivel s posee un orbital, por lo que se representa con una sola caja. El subnivel p contiene tres orbitales, representados mediante tres cajas. El subnivel d está formado por cinco orbitales, mientras que el subnivel f contiene siete orbitales. Como cada orbital puede alojar un máximo de dos electrones, las capacidades máximas de estos subniveles son 2, 6, 10 y 14 electrones, respectivamente. Esta distribución deriva directamente de los valores permitidos para el número cuántico mₗ, cuyos posibles valores determinan cuántos orbitales diferentes existen dentro de cada subnivel.

Una vez conocida esta organización, es posible representar gráficamente el proceso de llenado de los orbitales. Cada caja simboliza un orbital disponible y cada flecha representa un electrón con uno de los dos posibles valores del espín. A partir de estas representaciones se aplican el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund, que determinan cómo deben distribuirse los electrones para alcanzar el estado fundamental del átomo. Aunque las cajas son solo una simplificación didáctica, constituyen una herramienta extraordinariamente útil para visualizar la estructura electrónica y comprender cómo se organizan los electrones antes de estudiar la formación de enlaces químicos, la geometría molecular y muchas otras propiedades de la materia.

Figura. La configuración electrónica expandida

Para ver mejor pulsa en la imagen. La configuración electrónica expandida muestra la distribución completa de todos los electrones de un átomo, desde el nivel 1s hasta el último subnivel ocupado. En ella aparecen representados todos los niveles principales, subniveles y el número de electrones que contiene cada uno. Por ejemplo, el argón se escribe como 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, indicando explícitamente la ocupación de todos sus orbitales. Esta forma de escritura es especialmente útil para comprender cómo se llenan los niveles siguiendo el principio de Aufbau, la regla de Madelung y la evolución de la estructura electrónica a lo largo de la tabla periódica. Sin embargo, conforme aumenta el número atómico, las configuraciones se vuelven cada vez más largas y difíciles de leer.

Para simplificar esta notación se utiliza la configuración electrónica abreviada o notación de gas noble. Este método consiste en reemplazar toda la configuración correspondiente al gas noble inmediatamente anterior por su símbolo químico encerrado entre corchetes. Así, en lugar de escribir 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² para el calcio, se escribe simplemente [Ar]4s². Del mismo modo, el aluminio puede representarse como [Ne]3s²3p¹, mientras que el yodo se escribe [Kr]5s²4d¹⁰5p⁵. Esta notación resume una gran cantidad de información sin perder precisión, ya que la configuración del gas noble es conocida y puede recuperarse fácilmente cuando sea necesario.

La razón principal para emplear esta abreviación es que los electrones internos, también llamados electrones de núcleo o no valentes, rara vez participan directamente en la formación de enlaces químicos. En cambio, los electrones de valencia, situados en el nivel energético más externo, son los responsables de la mayor parte de las propiedades químicas de un elemento. Al escribir una configuración como [Ne]3s²3p¹, la atención se centra inmediatamente en los tres electrones de valencia del aluminio, mientras que los diez electrones representados por [Ne] se entienden como parte del núcleo electrónico. Por esta razón, la notación de gas noble es la forma preferida en química para estudiar la valencia, la reactividad, los enlaces químicos y la geometría molecular, evitando repetir información que permanece prácticamente inalterada durante las reacciones químicas.

Figura. Max Born

 Max Born (1882–1970) fue un físico y matemático alemán considerado uno de los principales fundadores de la mecánica cuántica. Nació en Breslavia, entonces parte del Imperio alemán, y estudió matemáticas y física en las universidades de Breslavia, Heidelberg, Zúrich y Gotinga. Muy pronto destacó por su habilidad para aplicar herramientas matemáticas a los problemas de la física teórica. En la Universidad de Gotinga reunió a un grupo de jóvenes investigadores que transformaría la física moderna, entre ellos Werner Heisenberg, Pascual Jordan y Wolfgang Pauli. Bajo su dirección, Gotinga se convirtió en uno de los centros científicos más importantes del mundo durante la década de 1920, impulsando el desarrollo de la nueva teoría cuántica.

Su contribución más influyente apareció en 1926 al proponer la interpretación probabilística de la función de onda de Schrödinger. Born planteó que la función de onda no describía directamente la posición física del electrón, sino la probabilidad de encontrarlo al realizar una medición. Esta idea permitió relacionar las soluciones matemáticas de la ecuación de Schrödinger con los resultados observados en los experimentos y constituye uno de los pilares de la llamada interpretación de Copenhague. Además, realizó aportes fundamentales a la mecánica matricial, la teoría de colisiones, la dinámica de redes cristalinas y la física del estado sólido. Su influencia fue decisiva en la formación de una generación de físicos que consolidó la mecánica cuántica como una de las teorías más exitosas de la historia.

La llegada del régimen nazi obligó a Born, de ascendencia judía, a abandonar Alemania en 1933. Tras un breve paso por la Universidad de Cambridge, aceptó una cátedra en la Universidad de Edimburgo, donde continuó su labor científica durante más de dos décadas. En 1954 recibió el Premio Nobel de Física por sus investigaciones fundamentales en mecánica cuántica, especialmente por la interpretación estadística de la función de onda. Después de jubilarse regresó a Alemania y continuó promoviendo el uso responsable de la ciencia y la cooperación internacional. Su legado permanece en la física moderna, donde la interpretación de Born sigue siendo una de las bases conceptuales para comprender el comportamiento probabilístico de las partículas cuánticas.

Figura. Tabla de números cuánticos.

Pulsa en la imagen para ver mas claramente. La tabla resume cómo los números cuánticos determinan la organización de los orbitales atómicos y la capacidad máxima de electrones de cada subnivel. Para cada nivel principal (n) existen uno o varios valores posibles del número cuántico azimutal (l), que identifican los subniveles s, p, d y f. A su vez, cada subnivel contiene un número fijo de orbitales, determinado por el número cuántico magnético (mₗ). El subnivel s posee un único orbital (mₗ = 0); el p contiene tres (−1, 0, +1); el d está formado por cinco (−2, −1, 0, +1, +2); y el f por siete (−3, −2, −1, 0, +1, +2, +3). Esta organización no depende del elemento químico, sino que constituye una propiedad general de las soluciones de la ecuación de Schrödinger.

Cada orbital puede alojar un máximo de dos electrones con espines opuestos, de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli. Como consecuencia, la capacidad máxima de cada subnivel depende únicamente del número de orbitales que contiene. El subnivel s, con un orbital, admite 2 electrones; el subnivel p, con tres orbitales, puede alojar 6 electrones; el subnivel d, formado por cinco orbitales, admite 10 electrones; y el subnivel f, con siete orbitales, puede contener 14 electrones. Estas capacidades son siempre las mismas, independientemente del nivel principal al que pertenezcan. Así, un 2p, 3p o 6p siempre podrán albergar seis electrones, mientras que un 3d, 4d o 5d tendrán siempre capacidad para diez.

Esta información, combinada con el principio de Aufbau, permite construir la configuración electrónica de dos números cuánticos, representando únicamente los niveles (n) y los subniveles (l). Siguiendo el orden energético descrito por la regla de Madelung, los electrones ocupan sucesivamente los subniveles disponibles hasta completar la configuración del átomo. Aunque esta representación no distingue todavía los orbitales individuales (mₗ) ni el espín (mₛ) de cada electrón, constituye la forma más utilizada en química para describir la estructura electrónica de los elementos y sirve como punto de partida para comprender la periodicidad, la valencia y el comportamiento químico de la materia.

La teoría cuántica 3. Orbitales

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En el modelo atómico de Bohr, el electrón solo podía ocupar determinadas órbitas permitidas, denominadas niveles de energía. Cada uno de estos estados estaba identificado por el número cuántico principal, representado por el símbolo n, que determina la energía y el tamaño general del estado electrónico. Para Bohr, cada valor de n correspondía a una única órbita posible alrededor del núcleo.

Figura 1. [Albert Einstein] revolucionó la física con las teorías de la relatividad especial y general, además de explicar el efecto fotoeléctrico, por el que recibió el Premio Nobel de Física en 1921. Exiliado por el nazismo, defendió el pacifismo y los derechos humanos. Su legado transformó la comprensión del espacio, el tiempo, la energía y el universo.

Figura 2. [Ana María Rey] es una física teórica colombiana reconocida por sus investigaciones en física atómica, sistemas cuánticos de muchos cuerpos, relojes atómicos y simulación cuántica. Profesora en JILA, NIST y la Universidad de Colorado, recibió la Beca MacArthur en 2013 y figura entre las científicas más influyentes de la física cuántica contemporánea.

Posteriormente, Arnold Sommerfeld perfeccionó este modelo al demostrar que cada nivel principal podía dividirse en varios estados energéticos muy próximos entre sí, llamados subniveles. Para describirlos introdujo el número cuántico azimutal, simbolizado por l, relacionado con el momento angular orbital del electrón. En el modelo de Sommerfeld, estos subniveles podían interpretarse como órbitas elípticas con diferentes excentricidades, proporcionando una explicación más precisa de la estructura fina observada en algunos espectros atómicos.

El desarrollo de la mecánica cuántica modificó profundamente esta interpretación. Las órbitas dejaron de considerarse trayectorias reales y fueron reemplazadas por orbitales, regiones del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar al electrón. Para distinguir las diferentes orientaciones espaciales de un mismo subnivel se introdujo el número cuántico magnético, simbolizado por mₗ, cuyos valores indican la orientación del orbital respecto a un eje de referencia.

Finalmente, se descubrió que el electrón posee una propiedad cuántica intrínseca denominada espín electrónico, descrita mediante el número cuántico de espín, mₛ. Aunque suele representarse visualmente como una rotación en un sentido o en el contrario, esta imagen es únicamente una analogía didáctica. El electrón no es una esfera que gira sobre sí misma; el espín es una propiedad puramente cuántica que solo puede tomar dos valores posibles, +½ y −½. Juntos, el número cuántico principal (n), el azimutal (l), el magnético (mₗ) y el de espín (mₛ) constituyen los cuatro números cuánticos, suficientes para identificar completamente el estado cuántico de un electrón en un átomo.

Valores de los números cuánticos

Los números cuánticos solo pueden adoptar determinados valores permitidos por la mecánica cuántica. Estos valores no son arbitrarios, sino que dependen del número cuántico considerado y del contexto en que se utilicen. En física, normalmente se emplean los valores numéricos originales derivados de las soluciones matemáticas de la ecuación de Schrödinger, mientras que en química es frecuente utilizar notaciones equivalentes más sencillas, especialmente para describir la configuración electrónica de los átomos.

El número cuántico principal (n) solo puede tomar valores enteros positivos: 1, 2, 3, 4… hasta el infinito. Cada valor representa un nivel de energía permitido. Matemáticamente no existe un límite superior, aunque en los átomos conocidos los electrones ocupan de manera estable únicamente los primeros niveles, aproximadamente hasta n = 7. Los estados superiores pueden existir, pero son muy energéticos y su estabilidad disminuye considerablemente.

El número cuántico azimutal (l) identifica el subnivel de energía. En física sus valores son enteros comprendidos entre 0 y n − 1. En química, estos valores suelen sustituirse por letras: s (sharp), p (principal), d (diffuse) y f (fundamental), nombres heredados de la espectroscopia del siglo XIX. Si fueran necesarios niveles superiores, continúan las letras del alfabeto (g, h, i, …), aunque en la química ordinaria prácticamente nunca aparecen subniveles más allá de f, ya que los átomos conocidos no requieren ocuparlos en su estado fundamental.

El número cuántico magnético (mₗ) describe la orientación espacial de cada orbital. En física puede tomar todos los valores enteros comprendidos entre −l y +l, incluyendo el cero. Así, para l = 0 existe un único orbital (mₗ = 0); para l = 1 aparecen tres orbitales (−1, 0, +1); para l = 2 existen cinco (−2, −1, 0, +1, +2); y para l = 3, siete. En química, estos orbitales suelen nombrarse según su orientación espacial. El subnivel s posee un único orbital esférico; el subnivel p tiene tres orbitales, designados pₓ, pᵧ y p𝓏; el subnivel d contiene cinco orbitales, denominados dxy, dxz, dyz, dx²−y² y dz²; mientras que el subnivel f posee siete orbitales de geometría aún más compleja.

Finalmente, el número cuántico de espín (mₛ) solo admite dos valores posibles: +½ y −½. En química se representan casi siempre mediante una flecha hacia arriba (↑) y una flecha hacia abajo (↓). Estas flechas no indican que el electrón sea una esfera girando realmente sobre sí misma; constituyen una representación convencional de una propiedad cuántica intrínseca llamada espín, indispensable para comprender el principio de exclusión de Pauli, la estructura electrónica y las propiedades magnéticas de la materia.

El orbital

En esta lección nos centraremos en los orbitales atómicos, es decir, en el resultado del tercer número cuántico, el número cuántico magnético (mₗ), que determina las diferentes orientaciones espaciales de los estados electrónicos. Es aquí donde la mecánica cuántica comienza a mostrar su aspecto más visual. La idea fundamental consiste en abandonar el concepto clásico de órbita, entendido como un carril circular por el que viaja un electrón, para sustituirlo por una distribución espacial descrita por una función de onda. En lugar de preguntarnos "¿por dónde pasa el electrón?", la teoría cuántica responde "¿en qué regiones del espacio es más probable encontrarlo?".

Esta interpretación no está exenta de debate. Según la interpretación probabilística de Max Born, la función de onda no representa un objeto físico, sino la probabilidad de localizar el electrón al realizar una medición. Otras interpretaciones sostienen que la propia función de onda constituye una entidad física real, es decir, que el electrón es una onda de materia extendida en el espacio cuya forma evoluciona continuamente hasta que interactúa con otro sistema. Existen además otras interpretaciones de la mecánica cuántica. Sin embargo, para este curso de química adoptaremos la primera, la interpretación probabilística, porque es la utilizada habitualmente para comprender la configuración electrónica, los enlaces químicos y la periodicidad de los elementos.

Las soluciones de la ecuación de Schrödinger son funciones matemáticas definidas en el espacio tridimensional. Cuando se representan gráficamente suelen visualizarse como volúmenes de densidad con formas características, conocidos como orbitales atómicos. En sentido estricto, estos volúmenes nunca terminan: la función de onda disminuye gradualmente y se extiende hasta el infinito. Sin embargo, para facilitar su representación se dibuja una superficie que encierra normalmente entre el 95 % y el 99 % de la probabilidad de encontrar al electrón. Esta frontera no corresponde a una pared física ni al tamaño real del electrón; simplemente delimita la región donde es más probable detectarlo. El término orbital no debe confundirse con órbita: ambos conceptos tienen nombres semejantes, pero describen ideas completamente diferentes.

Cada combinación de números cuánticos produce una solución distinta de la ecuación de Schrödinger y, por tanto, una distribución espacial diferente. En consecuencia, cada orbital posee un tamaño, una simetría y una estructura interna particulares. Uno de los problemas más frecuentes en los libros de texto consiste en mostrar únicamente los orbitales 1s, 2p, 3d y 4f, dando la impresión de que todos los orbitales pertenecientes a un mismo subnivel tienen exactamente la misma forma. En realidad, esto solo es cierto de manera muy superficial. Todos los orbitales s son aproximadamente esféricos, todos los p conservan una estructura bilobular, los d presentan cinco distribuciones características y los f siete distribuciones más complejas; sin embargo, su estructura interna cambia conforme aumenta el nivel principal n.

Figura 3. [Formas fundamentales de los orbitales atómicos]. Los orbitales s son ondas estacionarias de forma esférica. Aunque los orbitales 1s, 2s y 3s parecen iguales externamente, su estructura interna incorpora cada vez más nodos radiales y regiones de máxima probabilidad. Al aumentar la energía, las ondas electrónicas se vuelven más complejas, mientras los subniveles p, d y f desarrollan geometrías espaciales progresivamente más elaboradas.

Figura 4. [Los orbitales s] siempre son esféricos, pero aumentan su complejidad al crecer el nivel de energía. Como una cuerda de guitarra, cada nuevo armónico añade un nodo radial. Además, pueden imaginarse como muñecas rusas: conservan su forma general mientras incorporan capas concéntricas y una estructura interna cada vez más compleja.

 

Figura 5. [Los orbitales p] conservan su característica forma de dos lóbulos desde 2p hasta 7p, pero su estructura interna cambia con la energía. Cada nivel incorpora nuevos nodos radiales y patrones de ondas estacionarias más complejos. Los diagramas escolares muestran solo las formas fundamentales, mientras que los orbitales superiores desarrollan distribuciones internas mucho más elaboradas.

Figura 6. [Los orbitales d] conservan su geometría general desde 3d hasta 7d, pero su estructura interna cambia al aumentar el nivel principal. Cada incremento de energía incorpora nuevos nodos radiales y patrones de ondas estacionarias más complejos. Los diagramas escolares muestran solo las formas fundamentales, mientras que los orbitales superiores presentan distribuciones internas mucho más elaboradas.

Figura 7. [Los orbitales f] poseen las formas más complejas de los orbitales atómicos. Desde 4f hasta 7f conservan su geometría general, pero desarrollan nuevos nodos radiales y patrones de ondas estacionarias conforme aumenta la energía. Los diagramas habituales muestran solo las formas fundamentales, mientras que los orbitales superiores presentan estructuras internas mucho más elaboradas.

Tomemos como ejemplo el subnivel s. El orbital 1s es la solución más sencilla de la ecuación de Schrödinger y presenta una única región de máxima probabilidad alrededor del núcleo. En cambio, los orbitales 2s, 3s, 4s, 5s, 6s y 7s mantienen externamente una forma esférica, pero desarrollan una estructura interna cada vez más compleja. Aparecen nodos radiales, regiones donde la probabilidad de encontrar el electrón es exactamente cero, que separan distintas zonas de máxima probabilidad. Así, aunque desde el exterior todos parezcan simples esferas, en su interior contienen una sucesión de capas alternadas de máximos y mínimos de la función de onda.

Esta situación es muy parecida a la de una onda estacionaria en una cuerda vibrante. Cuando la cuerda oscila con poca energía aparece un patrón simple; al aumentar la energía surgen nuevos nodos y vientres sin que desaparezca la forma general de la cuerda. De manera análoga, los orbitales de mayor energía no dejan de pertenecer al mismo tipo, pero incorporan una estructura ondulatoria interna progresivamente más rica. Comprender esta idea será fundamental para interpretar correctamente los orbitales que estudiaremos en las siguientes secciones y para entender, en el próximo capítulo, cómo estas funciones de onda organizan la configuración electrónica de todos los elementos de la tabla periódica.

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