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Química cuántica: orbitales y configuración electrónica

Los números cuánticos, los orbitales s, p, d, f y los principios que rigen cómo se colocan los electrones. La base cuántica que explica toda la tabla periódica.

Del modelo planetario a la nube de probabilidad

El modelo de Bohr imaginaba los electrones girando en órbitas fijas, como planetas. Funcionaba para el hidrógeno, pero fallaba con átomos mayores. La mecánica cuántica de Schrödinger lo cambió todo: ya no hablamos de trayectorias, sino de orbitales, regiones del espacio donde el electrón tiene alta probabilidad de estar. Es el modelo que seguimos usando hoy y el que explica por qué la tabla periódica tiene la forma que tiene.

Conceptos clave de química cuántica

Orbital atómico Región del espacio donde es más probable encontrar un electrón. Sustituye a la «órbita». Números cuánticos n, l, m y s: las cuatro «coordenadas» que identifican a cada electrón. Configuración electrónica Cómo se reparten los electrones en los orbitales: el ADN químico del elemento. Diagrama de Moeller La regla de las diagonales para ordenar el llenado de los subniveles. Principio de Aufbau Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía. Regla de Hund En orbitales de igual energía, los electrones se reparten antes de aparearse. Principio de Pauli No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Hibridación La mezcla de orbitales (sp, sp², sp³) que explica la geometría molecular.

Los cuatro orbitales y su capacidad

Las tres reglas para llenar los orbitales

  1. Aufbau: se llenan primero los de menor energía (usa el diagrama de Moeller).
  2. Hund: en orbitales de igual energía, primero uno en cada uno y luego se aparean.
  3. Pauli: dos electrones del mismo orbital deben tener espines opuestos.

Con estas tres reglas escribes la configuración electrónica de cualquier átomo. Si prefieres comprobarla al instante, usa nuestra calculadora de configuración electrónica.

Por qué esto explica la tabla periódica

La forma de la tabla periódica no es casual: los bloques s, p, d y f corresponden exactamente al último tipo de orbital que se llena. Por eso el bloque s tiene 2 columnas, el p tiene 6, el d tiene 10 y el f tiene 14. La química cuántica es, literalmente, el plano de la tabla.

Recursos complementarios

Preguntas frecuentes

¿Qué es la química cuántica?
La química cuántica es la parte de la química que describe el átomo y el enlace con las leyes de la mecánica cuántica. Sustituye las órbitas del modelo de Bohr por orbitales (regiones de probabilidad) y permite deducir la configuración electrónica y las propiedades de cada elemento.
¿Cuáles son los 4 números cuánticos?
Son: n (principal, nivel de energía), l (secundario o azimutal, forma del orbital: s, p, d, f), ml (magnético, orientación) y ms (espín, ±½). Juntos identifican de forma única a cada electrón del átomo. Lo explicamos en la guía de números cuánticos.
¿Qué diferencia hay entre órbita y orbital?
Una órbita (modelo de Bohr) es una trayectoria fija y definida, como la de un planeta. Un orbital (modelo cuántico) es una región del espacio donde hay alta probabilidad de encontrar el electrón: no sabemos su trayectoria exacta, solo dónde es probable que esté (principio de incertidumbre).
¿Qué orbitales existen y cuántos electrones admiten?
Hay cuatro tipos: s (1 orbital, 2 electrones), p (3 orbitales, 6 e⁻), d (5 orbitales, 10 e⁻) y f (7 orbitales, 14 e⁻). Cada orbital admite como máximo 2 electrones con espines opuestos, por el principio de Pauli.
¿Quién desarrolló el modelo cuántico del átomo?
Lo construyeron varios físicos entre 1924 y 1927: Louis de Broglie (dualidad onda-partícula), Werner Heisenberg (principio de incertidumbre) y, sobre todo, Erwin Schrödinger, cuya ecuación de ondas (1926) describe los orbitales. Es el modelo atómico vigente.