La Regla de Hund - Los electrones también van en autobús

Los átomos están formados por dos partes principales: los núcleos, donde se encuentran los protones y los neutrones, y los orbitales, donde puedes encontrar a los diminutos electrones. Pero algo que tal vez no sabías es que estos electrones no se colocan en cualquier parte, sino que tienen manías y preferencias que se parecen mucho a las que tenemos los humanos cuando escogemos dónde sentarnos en un autobús.

Los orbitales y los pisos del autobús

Imagina que vives en Londres, una ciudad emblemática que tiene como símbolo unos característicos autobuses rojos de dos pisos. Esperas en tu parada y cuando llega el autobús ves que está vacío y puedes escoger cualquier asiento para sentarte.

¿Cuál escogerías?

Si fueras un simple turista en Londres, estoy seguro que escogerías el piso de arriba; con la ilusión de un niño subirías y admirarías las vistas de la ciudad. Pero siendo un residente habitual que utiliza este autobús cada día de la semana lo más probable es que te quedarás en el piso de abajo, ¡qué pereza subir unas escaleras tan estrechas...! Es mucho más fácil y cómodo quedarse en el piso de abajo. Y es exactamente esto lo que hacen los electrones, van llenando los diferentes pisos según el esfuerzo que les suponga estar en cada uno de ellos.

Los pisos del autobús son los diferentes orbitales del átomo, las regiones donde pueden estar los electrones. Primero se llenarán los orbitales que requieran menos esfuerzo para el electrón, los orbitales con menos energía, exactamente igual que los pasajeros habituales del autobús. Pero, ¿qué es lo que hace que cada piso tenga una energía u otra?

• n, la distancia al núcleo del átomo: O la altura a la que está el piso. Cuanto más bajo esté el piso, menos energía añadirá al total. Por ejemplo, el primer piso (n=1) tiene menos energía que el segundo (n=2) por este efecto. Cada piso tiene un nombre asignado: s (n=1), p (n=2), d (n=3), f (n=4), g (n=5). 

• l, la forma del orbital: O el número de asientos del piso. En los átomos, la forma del orbital define cuánta energía de rotación tiene el electrón, ya que define como girará. Cuanto mayor sea el número de pares de asientos disponibles en el piso, más grande tendrá que ser, y por tanto "más pereza" nos dará tener que buscar un sitio en él.

Así, la energía de cada piso se puede comparar sumando el número de pares de asientos del piso y la altura a la que está el piso. Un orbital tendrá más energía que otro si su (n+l) es más grande que el de otro orbital.

Aquí debajo te enseño la forma que tienen los orbitales de cada "piso", y el orden en el que se van llenando:

Representación de la forma de los orbitales de cada piso. Fuente: https://elfisicoloco.blogspot.com/2013/12/formas-de-los-orbitales-atomicos.html

Orden de llenado de los pisos, siguiendo la línea serpenteante. Fuente: https://byjus.com/chemistry/aufbau-principle/

Los asientos y la regla de Hund

Una vez estás en el piso que más te conviene, llega el que tal vez es el momento más tenso de todo el proceso: elegir asiento. 

El primer viajero en llegar no tendrá demasiados problemas para elegir, y probablemente escoja el asiento que tenga más cerca. Lo interesante viene cuando vienen los siguientes pasajeros del bus atómico: los nuevos viajeros que suban al bus se colocarán en las isletas de 2 que todavía están vacías, evitando molestar a los viajeros que ya están sentados y pudiéndose poner bien cómodos. 

Un autobús con tapicería de ALSA llenándose por personas representadas por flechas.

Y, por supuesto, ¡los electrones hacen lo mismo!

Esta "manía" de evitarse que tienen los electrones se conoce como Regla de Hund, y les permite tener menos influencia eléctrica por parte del resto de electrones del átomo, estando bien repartidos en los diferentes orbitales (o pares de asientos) del mismo piso. 

Pero... ¿Qué pasa cuándo todos los pares de asientos ya tienen un viajero?

Comodidad y el principio de exclusión de Pauli

A los pobres electrones, al igual que los pasajeros del bus, no les queda otra que compartir asiento con otro. Pero hay un detalle muy importante: estos no se pueden colocar de la misma manera que el electrón que ya está en el orbital o, en nuestra analogía, que el pasajero que ya está sentado. Esto ocurre por el denominado principio de exclusión de Pauli, que no permite que dos electrones puedan estar en el mismo estado cuántico.

De manera simple, quiere decir que los dos electrones no pueden tener las mismas propiedades y estar en el mismo lugar simultáneamente. No pueden ser lo mismo en el mismo sitio, y ya que están en la misma isleta de asientos una de sus propiedades tiene que ser diferente a la del electrón que ya está sentado. 

¿Y cómo lo consiguen? ¿Qué hay diferente?

La respuesta es el espín. El espín es una propiedad cuántica muy compleja que representa la rotación intrínseca que tiene el electrón, algo así como la cantidad de energía de rotación que tiene por sí mismo, y que se relaciona con los campos magnéticos. Lo veremos en más detalle en otro artículo, pero lo importante es que esta propiedad ha de ser diferente para los electrones en un mismo orbital.

Así que los electrones que llegan primero al orbital se colocan con su espín positivo (una flechita hacia arriba), bien cómodos y anchos, mientras que el segundo no tiene más remedio que colocarse con su espín negativo (una flechita hacia abajo), más apretado y estrecho. 

Lo mismo pasa con nuestros pasajeros: el primero se ha puesto muy cómodo ya que ha llegado primero, así que el segundo no puede ponerse tan ancho y a gusto, sino que tendrá que apretarse más y estar algo más incómodo.

De esta manera, los electrones se colocan hasta llenar completamente el orbital en el que estén, hasta que no quedan más asientos libres en el piso, y si no hay más pasan al siguiente siguiendo exactamente las mismas reglas o manías. 

El mismo autobús con tapicería de ALSA llenándose con los últimos pasajeros en entrar.

¡Un ejemplo con un elemento real!

El autobús está muy bien, pero alomejor tienes curiosidad por ver un ejemplo de un elemento real para poderte hacer una idea de cómo son los átomos realmente. Porque claro, con todo esto que hemos visto, la idea planetaria de Rutherford no tiene ningún tipo de sentido.

Vamos a ver un ejemplo con el Oxígeno neutro, un átomo de oxígeno de toda la vida. Tiene 8 protones y 8 electrones que están alrededor del núcleo. En la imágen de la derecha puedes ver la forma que tienen los orbitales, es decir, las regiones donde pueden estar los electrones. 

Los orbitales que llamamos s son esféricos, son los 2 de color gris en la imagen, mientras que los que llamamos p tienen forma de infinito y son los 3 de color rojo en la imagen.

Vamos a ver cómo llenaríamos estos orbitales utilizando las mismas flechitas que hemos usado en el autobús: 

Los primeros orbitales en llenarse son el 1s, el 2s y el 2p. Los orbitales s, los esféricos, tienen hueco para solo 2 electrones, mientras que los orbitales p, con forma de infinito, tienen hueco para 6. 

Igual que en el ejemplo del autobús, se llena primero el piso 1s con dos electrones, uno "ancho" y otro "más estrecho". Lo mismo pasa con el siguiente piso, el 2s.

Los 4 primeros orbitales de un átomo: 1s, 2s, 2p, 3s. Los números representan "el piso", y la letra, su forma.
Fuente: https://chemistryfromscratch.org/2-3

Después se empieza a llenar el 3er piso, el 2p, y cada electrón se coloca separado del resto, bien cómodos con su espín hacia arriba. Pero el 8º electrón, el último del átomo de Oxígeno, no tiene más remedio que colocarse junto a otro electrón, ya que no tiene más hueco en su piso.

Animación de cómo se van llenando los diferentes orbitales de un átomo de Oxígeno
Fuente: https://chem.libretexts.org/ modificado

La excepción que confirma la regla: el Cromo (y el cobre, la plata, el paladio...)

De esta forma, todos los electrones del Oxígeno se han colocado de la manera que da más estabilidad al átomo o, lo que es lo mismo, en su configuración menos energética. Aunque, como siempre, hay excepciones. Hay elementos tan peculiares que los electrones se saltan estas normas para poder minimizar completamente la energía del átomo. Pero, ¿cómo puede ser?

Estos elementos peculiares corresponderían con un autobús con una forma peculiar. Por la cantidad de electrones (viajeros) que tiene, y por cómo es el átomo (autobús), lo más óptimo no es seguir estas reglas y manías habituales.

Un ejemplo es el Cromo. Este elemento tiene 24 protones en su núcleo, por lo que tiene 24 electrones en sus orbitales. Su configuración electrónica es la siguiente: 

¡Seguro que lo has notado, en el nivel 4s falta un electrón! Según las reglas que hemos visto, el último electrón que está en el orbital 3d debería estar en el 4s, con su spin hacia abajo (o más "apretado").

Imagina que la forma de nuestro autobús fuese algo peculiar. Todos los pisos desde el 1s hasta el 4p tienen la misma forma rectangular típica, pero el piso 3d tiene una forma especial con dos extensiones laterales.

Vale, sí, es una aberración. ¡Pero lo importante es que se entienda!
(¡y los asientos son de ALSA!)

Diagrama de orbitales del Cromo.

Si solo se tuvieran que colocar 4 electrones, empezando por los primeros asientos, los asientos quedarían como ves en la imagen. Este autobús se ve un poco desequilibrado, tiene más peso en la izquierda, y al tener esta forma extraña de desequilibraría con mucha facilidad. Por esto, es mejor que un electrón del piso de abajo, el 4s, suba y se siente en el asiento libre, equilibrando así todo el autobús, todo el átomo. 

Ahora fuera de autobuses, como el orbital 3d tiene 5 pares de huecos, es mucho más estable que quede este orbital semilleno (5 de 10 electrones) y que no que quede un hueco. De esta manera, las repulsiones eléctricas de los electrones se minimizan, al estar colocados de una manera mucho más simétrica.

¿Por qué no?

Al igual que todos tenemos manías al elegir asiento, los electrones siguen sus propias reglas al distribuirse en los orbitales atómicos. Desde ocupar primero los niveles más bajos de energía hasta repartirse lo más cómodamente posible, los humanos demostramos tener comportamientos curiosamente similares a los electrones. Incluso en casos especiales donde las reglas parecen romperse, como el del Cromo, hay una lógica detrás. Y es que la naturaleza siempre busca la configuración más estable y eficiente.

Pero esto no termina aquí. Los electrones también tienen sus propias preferencias cuando los átomos interactúan entre sí, o incluso cuando no están en ningún átomo y se encuentran en solitario. ¿Puedes imaginarte cómo se comportan los electrones en estas situaciones? No te preocupes, ¡por que esto lo descubriremos en próximos artículos!

Las sociabilidad de los electrones no acaba aquí...