Tema 1.2 · Enlace químico y estructura de la materia · Química
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El método, en corto
Cada paso, explicado y con sus trampas, más abajo.
El modelo cuántico dice que un electrón no está en una órbita fija, sino en una zona del espacio donde es probable encontrarlo: un orbital. Para identificar a cada electrón de un átomo hacen falta cuatro números cuánticos, y para colocarlos a todos hacen falta tres reglas. Con eso se escribe la configuración electrónica, que es la base del sistema periódico, de las propiedades periódicas y del enlace, porque las tres cosas se deducen de ella.
El procedimiento completo. Si lo haces siempre en este orden no hay forma de equivocarse.
En un átomo neutro hay tantos electrones como protones, es decir, el número atómico. Si es un ion, se suman los electrones que ha ganado o se restan los que ha perdido. Este paso parece trivial, pero un electrón de más o de menos cambia toda la configuración.
Los electrones entran primero en los orbitales de menor energía. Ese orden no es el numérico: el 4s se llena antes que el 3d. El diagrama de Moeller, con sus diagonales, es la forma de acordarse sin memorizar la secuencia entera.
Cuidado con la palabra: un orbital admite como mucho dos electrones, siempre. Lo que cambia es cuántos orbitales tiene cada subnivel. El subnivel s tiene uno y le caben 2 electrones; el p tiene tres y le caben 6; el d tiene cinco, 10; y el f tiene siete, 14.
Dentro de un mismo tipo de orbital, los electrones se reparten en solitario antes de emparejarse. Tres electrones en orbitales p van uno en cada uno, no dos juntos y uno suelto. Esto es lo que determina cuántos electrones desapareados tiene el átomo.
El cromo y el cobre no siguen el orden previsto: promocionan un electrón del 4s al 3d porque un subnivel d semilleno o lleno es más estable. Son las dos excepciones que hay que saberse.
En los iones positivos de metales de transición, los electrones salen primero del 4s, no del 3d, aunque el 4s se llenara antes. El porqué va en la sección siguiente.
Los orbitales se llenan por orden de energía, no por el número del nivel. Una forma de ordenarlos es sumar n + l: el 4s da 4 + 0 = 4 y el 3d da 3 + 2 = 5, así que el 4s va primero; si dos empatan, va antes el de n más bajo. Es la misma regla que dibujan las diagonales del diagrama de Moeller.
Cuando el 3d ya tiene electrones, su energía queda por debajo de la del 4s. Por eso, al formar un catión de un metal de transición, los primeros electrones que se van son los del 4s. El hierro es [Ar] 4s2 3d6, y el Fe2+ es [Ar] 3d6, no [Ar] 4s2 3d4.
Las dos maneras de ordenar valen: 4s antes que 3d sigue el orden de llenado, y 3d antes que 4s, el orden de energía del átomo ya lleno. Lo que no vale es quitar electrones del 3d en un catión mientras queden en el 4s.
Con esta tabla se responde cualquier pregunta del tipo indica si este conjunto de números cuánticos es posible.
| Número | Símbolo | Valores | Qué indica |
|---|---|---|---|
| Principal | n | 1, 2, 3... | nivel y tamaño |
| Secundario | l | de 0 a n−1 | forma del orbital |
| Magnético | m_l | de −l a +l | orientación |
| De espín | m_s | +1/2 o −1/2 | orientación del espín |
l igual a 0 es un orbital s, 1 es p, 2 es d y 3 es f.
Enunciado de la PAU de Madrid 2025, convocatoria ordinaria, pregunta 2A, apartado c): «Dadas las configuraciones electrónicas de tres elementos en estado fundamental X: [Ar]4s2, Y: [Ne]3s2 3p2 y Z: [He]2s22p5: […] c) Justifique si es posible o no cada una de las siguientes combinaciones de números cuánticos. En los casos afirmativos, razone si puede corresponder al electrón más externo de alguno de los elementos del enunciado, indicando a cuál: (2, 1, 0, +1/2); (3, 0, 1, −1/2); (3, 2, 0, +1/2); (4, 4, 0, +1/2).»
Cada conjunto se lee como (n, l, m_l, m_s). n es un entero de 1 en adelante; l va de 0 a n − 1; m_l va de −l a +l; y m_s solo puede ser +1/2 o −1/2. Si falla una, el conjunto es imposible y no hace falta mirar las demás.
X tiene 18 + 2 = 20 electrones: es el calcio, y su electrón más externo está en el 4s (n = 4, l = 0). Y tiene 10 + 4 = 14: es el silicio, con el más externo en el 3p (n = 3, l = 1). Z tiene 2 + 7 = 9: es el flúor, con el más externo en el 2p (n = 2, l = 1).
Con n = 2, l puede ser 0 o 1, y 1 vale. Con l = 1, m_l puede ser −1, 0 o +1, y 0 vale. El espín +1/2 también. Es un electrón 2p, así que puede ser el más externo del flúor (Z).
n = 3 y l = 0 están bien, pero con l = 0 el único valor posible de m_l es 0. Es el error de dar a m_l un valor mayor que l: un m_l = 1 necesita l = 1 como mínimo.
Con n = 3, l puede llegar a 2, y m_l = 0 está entre −2 y +2. Es un electrón 3d. Ninguno de los tres elementos tiene electrones en el 3d: el calcio llena el 4s y deja el 3d vacío. El conjunto es posible, pero no es el electrón más externo de ninguno de ellos.
Con n = 4, l solo puede valer 0, 1, 2 o 3. Dar a l el mismo valor que n es el mismo error que escribir un orbital 2d. Resultado: son posibles (2, 1, 0, +1/2), que puede ser el electrón más externo del flúor, y (3, 2, 0, +1/2), que no corresponde a ninguno de los tres; (3, 0, 1, −1/2) y (4, 4, 0, +1/2) son imposibles.
El número secundario va de 0 hasta n menos 1. Si n vale 2, l solo puede ser 0 o 1: no existe un orbital 2d. Cuando el examen pide decir si un conjunto de números cuánticos es posible, esta es la primera comprobación que hay que hacer.
Por número parece que va antes, pero por energía no. El orden es 4s y después 3d. Escribirlo al revés desplaza toda la configuración y con ella el grupo y el periodo que se deduzcan de ella.
Meter dos electrones en el mismo orbital p habiendo otro vacío incumple la regla de Hund. La configuración escrita en forma de casillas queda mal y el número de electrones desapareados sale equivocado.
El principio de exclusión de Pauli lo prohíbe: dos electrones del mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital caben dos como mucho. Una configuración con 1s3 es imposible, no solo incorrecta.
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¿Sabes qué decide cada pregunta antes de ponerte a escribir? Qué valores puede tomar cada número cuántico, en qué orden se llenan los orbitales, cuántos electrones caben en cada uno y cuándo se emparejan. Se contesta marcando.
Hacer el test de Principios cuánticos →La regla · 10 preguntas · 5 minutos
La parte teórica del tema, la que explica por qué se dejó de hablar de órbitas.
Si la luz se comporta a veces como onda y a veces como partícula, la materia también debería. De Broglie asoció a cada partícula en movimiento una longitud de onda que depende de su masa y su velocidad. Para un electrón sale un valor medible; para una pelota, tan pequeño que no se aprecia. De ahí que la dualidad solo se note en el mundo atómico.
Heisenberg demostró que no se pueden conocer a la vez, y con precisión total, la posición y la velocidad de un electrón. No es un problema de instrumentos, es una limitación de la naturaleza. Con eso, hablar de la órbita exacta del electrón deja de tener sentido.
Lo que sustituye a la órbita es el orbital: la región del espacio donde hay una probabilidad alta de encontrar al electrón. Ya no se dice dónde está, sino dónde es probable que esté, y esa es la diferencia de fondo entre el modelo de Bohr y el modelo cuántico.
Porque un subnivel d semilleno o completamente lleno es más estable que la configuración prevista. En los dos casos un electrón pasa del 4s al 3d para conseguirlo. El cromo (Z = 24) queda [Ar] 3d5 4s1 y no [Ar] 3d4 4s2; el cobre (Z = 29) queda [Ar] 3d10 4s1 y no [Ar] 3d9 4s2.
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