Por Rosann Kozlowski – Actualizado el 30 de agosto de 2022

Los niveles de energía y los orbitales definen la estructura electrónica de un átomo y revelan cómo están dispuestos los electrones alrededor del núcleo. Estos conceptos surgen de la teoría cuántica, que describe los estados de energía discretos que pueden ocupar los electrones.

Teoría cuántica en resumen

La teoría cuántica afirma que los átomos sólo pueden existir en estados de energía específicos. Cuando un electrón pasa entre estos estados, absorbe o emite una cantidad precisa de energía igual a la diferencia entre los estados inicial y final. Esta cuantificación se expresa a través de un conjunto de cuatro números cuánticos.

Explicación de los cuatro números cuánticos

Cada electrón se identifica de forma única mediante:

• n – Número cuántico principal (nivel de energía)
• l – Número cuántico azimutal (tipo subcapa)
• m_l – Número cuántico magnético (orientación orbital)
• m_s – Número cuántico de espín (+½ o –½)

Número cuántico principal (n)

El valor de n Determina el tamaño y la energía de un orbital. Toma valores enteros que comienzan en 1. Cada nivel también está etiquetado con una letra:n=1 (K), n=2 (L), n=3 (M), n=4 (N), y así sucesivamente.

El número de orbitales en un nivel de energía determinado se calcula mediante n² :

• n=1 → 1²=1 orbital(s)
• n=2 → 2²=4 orbitales (s+p)
• n=3 → 3²=9 orbitales (s+p+d)
• n=4 → 4²=16 orbitales (s+p+d+f)

El número máximo de electrones por nivel de energía se deriva del principio de exclusión de Pauli y viene dado por 2n² :

• n=1 → 2 electrones
• n=2 → 8 electrones
• n=3 → 18 electrones
• n=4 → 32 electrones

Número cuántico azimutal (l)

Para una n fija , l puede variar de 0 a n‑1 . Los valores enteros corresponden a subniveles:0=s, 1=p, 2=d, 3=f. La capacidad de cada subcapa es:

• s – 2 electrones
• p – 6 electrones
• d – 10 electrones
• f – 14 electrones

Número cuántico magnético (m_l )

Dado un l , m_l puede tomar valores enteros de –l a +l , incluido cero. Esto determina la orientación espacial de cada orbital:

• l=0 (s):m_l  =0 → 1 orbital
• l=1 (p):m_l  =–1,0,+1 → 3 orbitales (px, py, pz)
• l=2 (d):m_l  =–2 … +2 → 5 orbitales
• l=3 (f):m_l  =–3 … +3 → 7 orbitales

Número cuántico de giro (m_s )

Cada orbital puede contener dos electrones con espines opuestos:+½ o –½. Esto garantiza el cumplimiento del principio de exclusión de Pauli, que prohíbe que dos electrones compartan los cuatro números cuánticos.

Poniéndolo todo junto

Para verificar el recuento de orbitales para un nivel de energía específico, sume los orbitales aportados por cada subcapa. Por ejemplo, para n=3 (shell M):

• s (l=0):1 orbital
• p (l=1):3 orbitales
• d (l=2):5 orbitales

1+3+5=9 orbitales, que coinciden con la regla n².

Comprender estas relaciones es esencial para interpretar configuraciones electrónicas, predecir el comportamiento químico y dominar temas avanzados de química cuántica.