Notación spdf, principio de Aufbau, calculadora de configuración completa, regla de Hund y spin — nivel básico y avanzado.
Cada electrón de un átomo tiene una "dirección" única, definida por 4 números. Ninguna combinación se repite — esa es la base del Principio de Exclusión de Pauli.
n (número principal) — ¿en qué piso vive?
Es el número de capa: 1, 2, 3, 4... Cuanto más grande, más lejos del núcleo y más energía tiene.
l (número secundario) — ¿qué forma tiene el orbital?
Va de 0 hasta (n−1). Cada valor de l corresponde a una letra:
Por ejemplo, si n=3, l puede valer 0, 1 o 2 — es decir, en la capa 3 existen subniveles 3s, 3p y 3d (pero no 3f, porque l nunca puede llegar a 3 cuando n=3).
m (número magnético) — ¿hacia dónde apunta ese orbital?
Va desde −l hasta +l. Te dice cuántos orbitales distintos hay dentro de un mismo subnivel, y cada uno apunta en una dirección del espacio distinta.
s (spin) — ¿para qué lado "gira"?
Solo puede valer +1/2 o −1/2 — nada más. Es como si el electrón girara en un sentido o en el opuesto. Por eso cada orbital admite máximo 2 electrones: uno con cada spin.
n = 1, 2, 3, 4...
l = 0, 1, 2... (n−1) → 0=s · 1=p · 2=d · 3=f
m = −l ... 0 ... +l
s = ±1/2
Cada casillero es un orbital lleno (2 electrones, spin opuesto). El número debajo de cada uno es su valor de m.
| Subnivel (l) | Orbitales | N° de orbitales | N° máx. de e⁻ |
|---|---|---|---|
| s (l=0) | ↑↓0
|
1 | 2 |
| p (l=1) | ↑↓−1
↑↓0
↑↓+1
|
3 | 6 |
| d (l=2) | ↑↓−2
↑↓−1
↑↓0
↑↓+1
↑↓+2
|
5 | 10 |
| f (l=3) | ↑↓−3
↑↓−2
↑↓−1
↑↓0
↑↓+1
↑↓+2
↑↓+3
|
7 | 14 |
Metes el número atómico, tocas calcular, y miras el recorrido real de Aufbau deteniéndose justo en ese elemento — con la configuración y el diagrama de orbitales con spin al final.
Son los electrones que están en la última capa (el n más grande) de un átomo — los que quedan "más afuera" y más lejos del núcleo. Son los únicos que participan en enlaces químicos con otros átomos, porque son los más fáciles de compartir, ganar o perder.
Ejemplo: el sodio (1s² 2s² 2p⁶ 3s¹) tiene su último electrón en la capa 3 — así que tiene 1 electrón de valencia, y por eso tiende a perderlo fácilmente al reaccionar.
¿Cuáles son los 4 números cuánticos del último electrón del sodio (Z=11, configuración ...3s¹)?
n = 3 (está en la capa 3)
l = 0 (porque es un orbital s)
m = 0 (el orbital s solo tiene una orientación posible, m=0)
s = +1/2 (por convención, el primer electrón de un orbital se anota +1/2)
Cada orbital puede tener como máximo 2 electrones, y por el Principio de Exclusión de Pauli, esos dos electrones tienen que tener spin opuesto (uno "hacia arriba" ↑, otro "hacia abajo" ↓) — nunca pueden ser dos con el mismo spin en el mismo orbital.
La Regla de Hund dice que, cuando hay varios orbitales de la misma energía disponibles (como los 3 del subnivel p), los electrones primero ocupan uno por uno cada orbital vacío (todos con el mismo spin ↑), y recién cuando no queda ningún orbital vacío empiezan a aparearse.
Cada casillero es un orbital. Una sola flecha (↑) significa que está medio lleno; dos flechas opuestas (↑↓) significan que está completo.
El Na⁺ (sodio que perdió 1 electrón) y el F⁻ (flúor que ganó 1 electrón) tienen ambos 10 electrones. ¿Tienen la misma configuración electrónica?
Na⁺: 1s² 2s² 2p⁶ (perdió el 3s¹ que tenía el sodio neutro)
F⁻: 1s² 2s² 2p⁶ (ganó un electrón que el flúor neutro no tenía)
Sí, son idénticas — se dice que Na⁺ y F⁻ son isoelectrónicos: distinto número de protones, misma cantidad y distribución de electrones.
El nitrógeno (N, Z=7) tiene configuración 1s² 2s² 2p³. ¿Cómo se distribuyen esos 3 electrones en los 3 orbitales del 2p?
Por la Regla de Hund, cada uno de los 3 orbitales p recibe un electrón con spin ↑, sin aparearse — quedan los tres orbitales "medio llenos" en vez de uno lleno y dos vacíos.
Esto hace que el nitrógeno tenga 3 electrones desapareados, lo cual influye directamente en cómo forma enlaces químicos.
Porque la energía de un subnivel no depende solo del número de capa (n), sino de la combinación n+l. El 4s tiene menor energía que el 3d en los átomos neutros, así que se llena primero — es una de las cosas más contraintuitivas del tema, pero está confirmada experimentalmente.
Los electrones desapareados son los que participan en los enlaces químicos — determinan cuántos enlaces puede formar un átomo y si la sustancia va a tener propiedades magnéticas (paramagnetismo).
Hay algunas excepciones conocidas (como el cromo y el cobre), donde un electrón "salta" de subnivel para lograr una configuración más estable con el subnivel d medio lleno o completamente lleno — pero para el nivel de secundaria, el orden de Aufbau estándar cubre la gran mayoría de los casos.