El Cedazo

Como bien ya sabemos, el mundo está construido por átomos, que son a lo que llegamos si cortamos y cortamos y cortamos cualquier pedazo de materia muchas veces.  Estos átomos se unen de diversas formas para formar compuestos. Las propiedades de un compuesto –esto es, si va a ser líquido o sólido a temperatura ambiente, o si se va a romper cuando le dé un martillazo- dependen de cómo se unen los átomos, lo que a su vez depende de cómo se disponen los electrones en su interior.

Los átomos están compuestos por un núcleo, con protones y neutrones, y por unos electrones dando vueltas a su alrededor. Recuerda que el número de protones es lo que le da nombre al átomo, por lo tanto podemos hablar de “núcleos de helio” o “nucleos de platino”. Alrededor del núcleo danzan los electrones.

Los electrones se sitúan en “casas” que hemos llamado orbitales. Los orbitales son las respuestas matemáticas a una ecuación de mecánica cuántica, y, en la práctica, son bastante pocos, pero muy importantes en química, porque nos explican cuáles son las reglas del juego.

Los orbitales vienen dados por tres números cuánticos, llamados n, l, s, que los definen.  Esto no lo digo yo, lo dice la mecánica cuántica desarrollada durante el siglo XX.

El número cuántico n se relaciona con la distancia media entre el núcleo y el electrón, y toma valores enteros entre 1 y infinito, teóricamente, aunque en la práctica sólo llega hasta 8. Es decir, orbitales con números n bajos estarán cerca del núcleo, y orbitales con n altos estarán lejos de él.

El número cuántico l indica la forma de los orbitales, y toma valores desde 0 hasta (n-1). Este número nos da el número de puntos donde el electrón no está nunca, llamados nodos. Los diferentes valores de l conducen a formas con nombre, así hablamos de orbitales “s”, para 0, orbitales “p”, para 1, y siguiendo con la cuenta, orbitales “d”, “f”, “g”, “h”… Los orbitales “s” tienen forma de esfera, los “p” son dos esferas achatadas, una especie de 8 tridimensional, y el resto son más complicados todavía.

Orbitales atómicos. A mayor número cuántico, más complejos son.

El número cuántico m nos indica hacia dónde se orientan estas formas, y va desde –l  hasta +l, es decir, hay 2l+1 valores de m para cada valor de l. Así, hablamos de orbitales “p_x”, “p_y”, y “p_z”. Estos orbitales son “degenerados”… pero no como el Imperio Romano. La degeneración quiere decir que tienen la misma energía.

Hay un cuarto número cuántico, el espín. Como ya adelantamos en el capítulo anterior, en cada casa pueden vivir hasta dos electrones. Pues bien, el espín es el número cuántico que nos diferencia a estos dos electrones.

Entonces, para aclararnos: Tenemos tres números cuánticos que definen un orbital, y uno más que caracteriza a cada uno de los dos electrones que pueden vivir en ese orbital. La distancia del orbital al centro del átomo nos lo da n. La forma del orbital nos lo da l. Y la orientación del orbital nos lo da m.

Pero claro, a nosotros lo que nos interesa es dónde van a estar viviendo los electrones. Los átomos son muy vagos, entonces van a poner los electrones lo más cerca que puedan del núcleo, pero también quieren ponerlos en una forma que les sea cómoda. Esto se manifiesta en una norma municipal llamada el “principio de Aufbau”, que significa literalmente “principio de construcción” en alemán, y que expresó por primera vez Niels Bohr.

El principio de Aufbau se relaciona con dos reglas anteriores. Una es el principio de exclusión de Pauli, que dice que ningún electrón en el átomo puede tener la misma combinación de números cuánticos que otro. El otro es la regla de Hund, que dice que no puede haber dos electrones en el mismo orbital si hay orbitales con la misma energía sin habitar. Esto es una consecuencia  de la degeneración de los orbitales que tienen el mismo n, el mismo l, y diferentes m. La energía de los orbitales nos la da la regla de Madelung, o regla del serrucho, que muy convenientemente nos indica cuál es el orden por el que tenemos que llenarlos. Esta regla se cumple en la mayoría de los casos, pero hay alguna excepción.

Regla de llenado de orbitales, basada en el Principio de Aufbau.

Así, juntando todo, comenzamos a llenar orbitales. Primero, el de menor energía, el 1s, con dos electrones. El orbital 1s tiene n igual a 1, y l igual a 0, y como no tiene degeneración, ponemos los dos electrones sin tener que pensar más.

El siguiente en energía es el 2s. Misma de antes.

El siguiente en energía es el 2p, que tiene tres orbitales degenerados, uno mirando hacia x, otro mirando hacia y, y otro mirando hacia z.

Los tres ochos ortogonales entre sí.

Así, ponemos un electrón en uno cualquiera, porque tienen la misma energía. El siguiente electrón lo metemos en uno de los otros dos, porque la regla de Hund nos prohíbe ponerlo con el otro. El tercero, en el que queda.

Como ya tenemos todos los orbitales de la misma energía con un electrón, podemos ponerlos a compartir casa, y así llenaremos hasta un total de 6 electrones.

Si hacemos esto, sucesivamente, llegamos a algo como:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6d¹⁰7p⁶

Esto de ahí arriba, cortado hasta el número de electrones del átomo, es lo que se llama configuración electrónica, y es la base de la tabla periódica.

Hay una serie de configuraciones electrónicas que son muy estables, que son las configuraciones “de capa llena”. Esto ocurre debido a que los orbitales se sitúan simétricamente. Si miras a la derecha de la tabla periódica, encontrarás la columna de los gases nobles, que son los átomos que tienen esta configuración electrónica, siendo neutros. Estas configuraciones son las más estables, y el resto de elementos van a reaccionar entre sí para intentar alcanzar estas configuraciones, que son:

He: 1s² Ne: 1s²2s²2p⁶ Ar: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ Kr: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶ Xe: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶ Rn: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶

Estas configuraciones son tan características que se utilizan en ocasiones para simplificar la notación, sustituyendo los orbitales interiores por el gas noble del que son característicos, y sólo escribiendo los exteriores. Así, por ejemplo, el Ar se escribe como:

[Ne]3s²3p⁶

Para el próximo día, haremos una introducción a las diferentes variantes del enlace químico, que es lo que permite a los elementos alcanzar la configuración estable de gas noble.

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