Tema 1.2 · Estructura de la materia y enlace · Química
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 lo que la PAU pregunta una y otra vez: a veces directamente y a veces disfrazado de sistema periódico, de propiedades periódicas o de 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 y es donde empieza la mitad de los fallos.
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.
En un orbital s caben 2 electrones, en los p caben 6, en los d caben 10 y en los f caben 14. Cada orbital individual admite como mucho dos electrones, y con espines opuestos.
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, que es una pregunta habitual.
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 sí se preguntan en Bachillerato.
En los iones positivos de metales de transición, los electrones salen primero del 4s, no del 3d, aunque el 4s se llenara antes. Es contraintuitivo y es exactamente por eso por lo que se pregunta.
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 comprobación que más veces falla.
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.
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 | de −l a +l | orientación |
| De espín | s | +1/2 o −1/2 | giro del electrón |
l igual a 0 es un orbital s, 1 es p, 2 es d y 3 es f.
La parte que se pregunta como cuestión teórica, y 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.
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