Par de electrones

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Diagramas de orbitales moleculares que representan un enlace covalente apolar (izquierda) y un enlace covalente polar (derecha) en una molécula diatómica. En ambos casos se crea el enlace o fuerza de unión entre los átomos mediante la formación de un par de electrones.

En química, un par de electrones (en inglés: Electron pair o par de Lewis consiste en dos electrones que ocupan el mismo orbital molecular, pero que tienen espines opuestos.

El concepto del par de electrones se introdujo en un artículo deGilbert N. Lewis.[1]

Espines opuestos de los electrones del par[editar]

Debido a que los electrones son fermiones, el principio de exclusión de Pauli prohíbe a estas partículas tener exactamente iguales todos sus números cuánticos. Por lo tanto la única manera de ocupar el mismo orbital, es decir, tener iguales los mismos números cuánticos de orbital, es diferenciarse en el número cuántico de spin. Esto limita el número de electrones en el mismo orbital a solamente dos, cada uno de ellos con un valor distinto del número cuántico de espín (+1/2 ó -1/2 son los únicos valores posibles).[2]

El apareamiento de espines es a menudo energéticamente favorable y los pares de electrones por tanto desempeñan un papel muy importante en la química.

Tipos de pares de electrones[editar]

Los pares de electrones pueden:

  • Llenar los niveles básicos de un átomo. Los electrones de niveles internos de un átomo no intervienen en los enlaces químicos que forma ese átomo, ni influyen en su reactividad química, pero igualmente están distribuidos en pares de electrones que ocupan orbitales atómicos.

Debido a que los espines están emparejados, y tienen sentido opuesto, el momento magnético total de los electrones se anula y la contribución de la pareja de electrones a las propiedades magnéticas en general será las de una sustancia diamagnética. Sólo habrá diamagnetismo si hay electrones desapareados.

Electrones no apareados[editar]

A pesar de que se puede observar en muchos ámbitos de la química una fuerte tendencia a la formación de pares de electrones, también es posible que en muchas especies químicas (átomos, moléculas o iones), los electrones aparezcan aislados en un orbital, como electrones no apareados, como es el caso de los radicales.

En el caso del enlace metálico los momentos magnéticos también se compensan en gran medida, pero el enlace es más comunitario por lo que los pares de electrones individuales no se pueden distinguir y es mejor considerar los electrones como un "océano" colectivo o formando parte de una banda de energía, más que formando parte de un orbital.

Superconductividad[editar]

Un caso muy especial de un par de electrones se produce en la explicación de la superconductividad que aporta la teoría BCS, desarrollada en 1957 por John Bardeen, Leon Cooper y Robert Schriefer: la formación de pares de Cooper.[6]

Véase también[editar]

Referencias[editar]

  1. Jean Maruani (1989). Molecules in Physics, Chemistry and Biology: v. 3: Electronic Structure and Chemical Reactivity. Springer. p. 73. ISBN 978-90-277-2598-1. Consultado el 14 March 2013. 
  2. a b Química general: introducción a la química teórica. Cristóbal Valenzuela Calahorro. Universidad de Salamanca, 1995. ISBN: 8474817838. Pág. 150
  3. Estructura atómica y enlace químico. Jaume Casabó i Gispert. Editorial Reverté, 1997. ISBN: 8429171894. Pág. 99
  4. Química. American Chemical Society. Editorial Reverté, 2005. ISBN: 8429170014. Pág. 366
  5. Valencia y estructura molecular. Edward Cartmell. Editorial Reverté, 2003. ISBN: 842917091X. Pág. 103
  6. Física para la ciencia y la tecnología. Paul Allen Tipler, Gene Mosca. Editorial Reverté, 2005. ISBN: 8429144102. Pág. 166