Aufbauprinzip o el leitmotiv para no reducir la Química a Física actualmente.

Para comenzar, un  poco de historia… 

Tomando como base los trabajos del físico danés Niels Bohr (1885-1962) y del químico británico Charles Rugeley Bury (1890-1968), (químico bastante desconocido para la comunidad química y al que un servidor está conociendo a fondo gracias a su tesis doctoral),  los físicos y los químicos fueron capaces de establecer unas pautas a la hora de comprender e incluso predecir las configuraciones electrónicas de los átomos de los distintos elementos químicos. A la luz de la Mecánica Cuántica, las configuraciones electrónicas comenzaron a ser más fácilmente comprensibles, predecibles e interpretables por los químicos que hicieron uso del Principio de Exclusión formulado por el físico austriaco Wolfgang Pauli (1900-1958) y del Principio de máxima multiplicidad del físico alemán Friedrich Hund (1896-1997, sí, has leído bien, ¡Hund vivió más de 100 años!). Entre esos principios fundamentales de la Química para el estudio de las configuraciones electrónicas aparece el llamado Principio de Aufbau o Building-up formulado, en su forma “primitiva”,  por el mismísimo Niels Bohr.

Este principio, en alemán aufbauprinzip (aufbau es el término alemán para “construcción”) , establece que los electrones “ocupan” los distintos orbitales (órbitas, en el modelo atómico de Bohr) en orden creciente de energía. Es precisamente la forma de establecer ese orden creciente de energía donde entramos en polémica. Habitualmente se enseña la regla de Madelung, que toma nombre del físico alemán Erwin Madelung (1881-1972) para evaluar y predecir de forma cualitativa el orden energético de los orbitales. Así, un mayor valor de la suma de número cuánticos n+l implica un mayor valor de energía del orbital y a igualdad de valor n+l, el orbital de mayor n presentará mayor energía. Así, el orbital 4s (n=4, l=0, n+l=4) presenta menor energía que el orbital 3d (n=3, l=2, n+l=5) y, de acuerdo al principio de Aufbau, el orbital 4s se ocuparía antes que el orbital 3d.

Madelung

Erwin Madelung es uno de los grandes desconocidos fuera del ámbito de la Química. Entre sus contribuciones a esta ciencia cabe destacar, además de la regla que lleva su nombre, sus estudios en Mecánica Cuántica y su contribución al estudio de la formación de los sólidos iónicos. En el estudio teórico de la formación de redes iónicas por la ecuación de Born-Landé aparece la llamada constante de Madelung (A) en honor al físico alemán. En esta ecuación aparece otro parámetro, el llamado coeficiente de Born (n), debido al físico y matemático alemán, ésta más conocido (premio Nobel de Física en 1954), Max Born (1882-1970), antecesor de Madelung en la cátedra de Física Teórica de la Universidad de Goethe de Frankfurt. Dos grandes hombres de ciencia relacionados por una ecuación… ¡Y por la historia!  Fuente: Goethe University.

Entramos en materia… 

Si aplicamos la regla de Madelung a los distintos orbitales y hacemos una representación gráfica, llegamos al diagrama de Moeller o Möller, una regla nemotécnica que se suele enseñar desde los primeros cursos de Química. Actualmente, ya en 3ºESO los alumnos de Física y Química aprenden a obtener las configuraciones electrónicas de los átomos de distintos elementos partiendo de su valor de número atómico Z (número de protones en el núcleo, igual al número de electrones si el átomo es neutro) y de su carga, si se trata de un ion.

Aufbau

Diagrama de Möeller de acuerdo al modelo atómico de Bohr. Actualmente,  la expresión de la configuración electrónica en términos de capa K (hasta 2 e-), capa L (hasta 8 e-), capa M( hasta 18 e-),  etc ha sido sustituida por la expresión en términos de niveles de energía (n) y tipo de orbital (s,p,d,f). Fuente: Wikipedia.

DiagramaMoller

Diagrama de Möller tal y como aparece en los libros de texto y libros de Química General. Fuente: Educación Gobierno de Canarias.

Sin embargo, no podemos olvidar que la Regla de Madelung y su representación gráfica, el diagrama de Moeller, no dejan de ser una simplificación, un formalismo, que conduce a error si se aplica más allá de sus condiciones de contorno. Debemos tener en cuenta que las energías de los orbitales atómicos se ven afectadas por la carga nuclear efectiva (dentro del modelo de aproximación orbital) y por tanto, no existe un orden único en las energías de los orbitales que sea universalmente válido para todos los elementos químicos. De hecho, el caso de los orbitales 3d y 4s anteriormente mencionado nos puede servir para ilustrar bien este hecho.

energia-orbitales

Diagrama que representa la variación de la energía de los orbitales atómicos con el número atómico. Vemos que 1)Un orbital dado tiene distinta energía para cada elemento (E=f(Z*), siendo Z* la carga nuclear efectiva). 2) En la zona sombreada en verde se produce un cambio en las energías de los orbitales 3d y 4s.

Si observamos la gráfica anterior veremos que hasta el argón (Ar, Z=18), la energía del orbital 4s es menor que la de los orbitales 3d. En el potasio (K, Z=19) y en el calcio (Ca, Z=20), el orbital 4s presenta menor energía que los orbitales 3d y por ello se ocupa antes que aquellos (nada extraño para nosotros, pues la Química del K y del Ca se basa en sus electrones 4s). Sin embargo, a partir del escandio (Sc, Z=21), observamos cómo la energía de los orbitales 4s es mayor que la de los orbitales 3d, que son los que se ocupan a lo largo de la primera serie de transición. Este hecho es fundamental pues explica por qué cuando los átomos de los metales de la primera serie de transición forman iones, ceden primero los electrones 4s y no los electrones 3d. Y es que si hacemos la configuración electrónica del hierro (Fe, Z=26) por el diagrama de Moeller, llegaremos a [Ar]4s23d6 (como puede leerse en muchos libros de texto) cuando realmente deberíamos escribir [Ar]3d64s2 (de esta forma vemos claramente que los electrones 4s son de mayor energía que los 3d). Pero si en el Fe, el orbital 3d es de menor energía que el 4s, ¿por qué no escribimos una configuración electrónica [Ar]3d8? ¡Es una muy buena pregunta! La respuesta es que es más favorable para el átomo situar dos electrones en el orbital 4s que mantener 8 en el orbital 3d, aunque esos dos electrones estén en un orbital de mayor energía. ¿Por qué? Según algunos autores, aunque no hay una explicación definitiva, se debe a que la ocupación del orbital 4s, pese a su mayor energía, compensa por minimizar las repulsiones interelectrónicas que se producirían al situar a todos los electrones en los orbitales 3d. No obstante, el tema sigue abierto a debate y no hay unanimidad en la comunidad química al respecto.

Dibujo copy

Proponer una configuración d8 para el Fe no es nada descabellado. De hecho, en Química de Coordinación, es habitual considerar que un metal de transición en estado de oxidación 0 adopta una configuración tipo dn a la hora de explicar el enlace. Así por ejemplo, aunque la configuración electrónica del Cr es [Ar]3d54s1, a la hora de considerar el Cr en el complejo Cr(CO)6, se considera que el Cr(0) es un metal d6. Pero ojo, no estaríamos hablando de un átomo aislado sino de un átomo en un entorno de ligandos a los que se une. Fuente: UNC

En la siguiente imagen podemos observar que el conflicto 4s vs 3d que ocurre con los metales de la primera serie de transición también ocurre con otros orbitales y elementos como los orbitales 5s y 4d en la segunda serie de transición o 6s y 5d en la tercera. Vemos pues que el hecho de que las energías de los orbitales dependa de la carga nuclear y de la ocupación del resto de orbitales (efecto pantalla, que corrige el factor carga nuclear) nos impide obtener un orden universal de energías de orbitales atómicos. El diagrama de Moeller y la regla de Madelung nos sirven, pero no dejan de ser simplificaciones que incluso para elementos no considerados pesados (como el hierro o el titanio) deja de ser válido.

Energiaorbitales

Sabemos que las energías de los orbitales son las que son pero, ¿cómo explicarlo? Lo cierto es que no se sabe aún demasiado del tema y las explicaciones en términos de  complejas relaciones entre el carácter penetrante y el efecto pantalla de las funciones de onda hidrogenoides (aproximación del campo central y aproximación orbital) no son del todo satisfactorias. La Mecánica Cuántica, y la Física, aún tiene mucho que decirnos en el estudio de átomos polielectrónicos, donde las simplificaciones físico-matemáticas del tratamiento mecanocuántico se hacen imprescindibles. ¡Uno de los retos de la Química del siglo XXI!

De cara al aula…

Aunque existen químicos que sugieren dejar de emplear el diagrama de Moeller en las aulas preuniversitarias y universitarias, vamos a tratar de buscar una solución “salomónica” al conflicto que permita combinar rigor y claridad en la enseñanza de estos aspectos fundamentales de Química. El diagrama de Möeller hace su aparición en la asignatura de Física y Química de 3ºESO cuando lo alumnos aún no conocen la regla de Madelung, pues el estudio de los números cuánticos, requeridos para aplicar esta regla, comienza (generalmente) en 1º de Bachillerato. Es en Química de 2º de Bachillerato cuando realmente se estudia la regla de Madelung, más conocida como regla n+l entre alumnos y profesores. Cuando en esta etapa los alumnos llevan a cabo las configuraciones electrónicas, siguen usando este diagrama, pero siguen desconociendo “la polémica” que hay detrás en muchos casos. Aunque el asunto es complejo, el ejemplo del hierro, un elemento conocido por los alumnos preuniversitarios (que tampoco conocen demasiados elementos de transición) puede ser un buen ejemplo para ilustrar las limitaciones del diagrama de Moeller que llevan usando años antes e incluso, para valorar las limitaciones de la regla de Madelung que ese mismo año, en 2º de Bachillerato, ya han estudiado y aplicado. Los libros de texto de Química de 2º de Bachillerato no suelen incluir esta polémica, salvo honrosas excepciones. Cabe destacar el texto de Química 2 de la editorial SM, el cual comenta las limitaciones del diagrama de Moeller e incluso incluye la gráfica con la variación de energía de los orbitales atómicos según varía el número atómico. En el texto de la editorial Edebé para 2º de Bachillerato, aunque no se aborda la polémica como tal, sí se incluyen ciertos casos en los que las energías de los orbitales no se ajustan a lo que cabría esperar con el diagrama de Moeller.

Un buen momento para tratar este asunto en clase puede ser cuando se explican las “anomalías” en las configuraciones electrónicas, añadiéndose el caso de los metales de transición comentado en este post al de la estabilidad de la capa semillena que suele ser habitual para elementos como el cromo o de capa llena, como el cobre. A continuación se acompaña una imagen resumen empleada para explicar este hecho que puede ser de interés para docentes y alumnos:

FeCE2

En el caso de los metales de transición, el profesor suele encontrar también dificultad a la hora de explicar por qué hay que considerar a los orbitales (n-1)d en la capa de valencia, si se supone que la capa de valencia es la más externa (ns para estos elementos). Siempre matizamos y decimos que lo representativo de los metales de transición o elementos del bloque d es precisamente la ocupación de estos orbitales, por lo que aceptamos que la configuración electrónica sea del tipo  [GN] ns (n-1)d. Sin embargo, vemos que la energía de los orbitales ns es mayor que la de los orbitales (n-1)d, pese a lo que establecen las reglas de Madelung, por lo que escribimos [GN] (n-1)d ns. Teniendo en cuenta que la Química de los elementos se centra en su capa de valencia (aunque investigaciones recientes ponen de manifiesto que algunos elementos pueden combinarse en determinadas condiciones haciendo uso de los electrones del kernel [GN]), este asunto no es para nada trivial. ¡Es muy importante! Quizás, usar el diagrama de Moeller y hacer estas apreciaciones a nuestros alumnos sea la forma más extendida de solventar el problema y trabajar en clase las configuraciones electrónicas. Otra opción es mirar directamente la Tabla Periódica a la hora de obtener las configuraciones electrónicas. Aún así, la polémica no desaparecerá y las apreciaciones seguirán siendo necesarias.

TPorbitales

Aunque los elementos se distribuyen en la Tabla Periódica por orden creciente de número atómico (Z), es la configuración electrónica la que rige la distribución de los elementos en el sistema periódico. No debemos olvidar que la forma de establecer dichas configuraciones se enmarca en el modelo de aproximación orbital, lo que implica ciertas simplificaciones. Ello puede llevar a situaciones conflictivas como la del Grupo 3 (¿Sc, Y, La y Ac o Sc, Y, Lu y Lr?). No obstante, no debemos menospreciar la Tabla Periódica pues es un gran recurso para que nuestros alumnos comprendan la Química de los elementos e incluso, obtengan las configuraciones electrónicas sólo echando un vistazo (y sabiendo un poco de Química para “solventar” los problemas, como el comentado en esta entrada con los orbitales ns vs (n-1)d). 

De cara a la enseñanza de la Química… 

¿Hay que dejar de usar el diagrama de Möller? ¿Seguimos usándolo pero incuyendo estas reflexiones? ¿Basta con que los alumnos lean las configuraciones situando al elemento en la Tabla Periódica?Lo cierto es que no hay respuesta fácil dada la complejidad química y didáctica del asunto. No obstante, es un tema de gran interés para los profesores de Química de enseñanza preuniversitaria y universidad. El debate y la reflexión conjunta se hace fundamental. Además, este tema constituye una muestra de todo lo que queda por hacer en Química, de lo fundamental que es la revisión de sus bases y de lo importante que es un buen conocimiento de la Química por parte del profesorado, pues no podemos enseñar estas reglas sin considerar sus limitaciones. De este modo estaremos mostrando que en Química aún queda mucho por hacer. ¿Quién sabe si alguno de nuestros alumnos encontrará respuesta a alguno de los muchos interrogantes de la Química?

Para terminar, un poco de filosofía de la Química… 

Es más, esta “polémica” en torno al diagrama de Möller y la regla de Madelung tiene sus  implicaciones filosóficas. ¿Llegará el momento en que la Mecánica Cuántica, y por tanto la Física, sea capaz de dar explicación eficaz y completa a la Tabla Periódica de los elementos (máximo representante de la configuración electrónica de los átomos)? He aquí uno de los leitmotiv de los no reduccionistas (el reduccionismo es una corriente dentro de la filosofía de la Ciencia que considera la Química como una extensión de la Física). El hecho de que la Física no sea capaz de explicar todos estos interrogantes que surgen con echar un vistazo a la Tabla Periódica (icono de los químicos) es uno de los argumentos, que no el único, para otorgar a la Química un grado de independencia más respecto de la ciencia de Newton. El asunto es complejo y a la vez, fascinante (ya hablábamos de ello en Fin de la Química).  El reduccionismo y el “independentismo químico” serán objeto de estudio en otros artículos, no hay duda. De momento, podemos ver que enseñanza, historia y filosofía de la Química convergen cuando miramos al mundo cuántico. ¡Y bueno es que así sea!

NOTAS:

1) Para saber más sobre la “polémica” del Principio de Aufbau, imprescindible consultar las publicaciones de Eric Scerri sobre el tema. Cabe destacar que en los textos ingleses suele englobarse el diagrama de Möeller y la regla de Madelung en el propio Principio de Aufbau, tal y como puede comprobarse al examinar bibliografía sobre este tema.  En estos enlaces podrás encontrar más información: The problem with the aufbau principle for finding electronic configuraciones, the problem with the aufbau principle (Royal Society of Chemistry).

2) Este post participa en la Edición Ga del Carnaval de Química que organiza  el blog ZTFnews.

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Acerca de luisccq

Licenciado en Química, profesor de Física y Química de ESO y Bachillerato y experto universitario en Divulgación y Cultura Científica. Estudiante de doctorado en Enseñanza e Historia de la Química (IQOG-CSIC). Administrador del blog Enseñanza, Historia, Filosofía y Divulgación de la Química. / Chemist. Science teacher. Science popularizer. PhD Student in Chemical Education and History of Chemistry (IQOG-CSIC).
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11 respuestas a Aufbauprinzip o el leitmotiv para no reducir la Química a Física actualmente.

  1. franchicomol dijo:

    Estupenda entrada. Pero me surje una duda: Si, por ejemplo, en el Fe el orbital 4s tiene mayor energía que el 3d, ¿por qué esos dos electrones ocupan antes el orbital 4s y no los orbitales 3d? ¿por qué la c.e. no acaba en 3d8?

    • luisccq dijo:

      ¡Muchísimas gracias!

      Es una buena pregunta. Justo esta mañana actualicé el post para incluir esa opción y ya de paso, relacionarlo con la Química de coordinación que tanto me gusta.

      Como puedes comprobar, el tema sigue abierto a debate.

      ¡Aún queda mucho por hacer en Química!

      Saludos en moles :)

  2. Chus Diez dijo:

    Desde la óptica de un treintañero de naranjito, que está en primer curso de Química, creo que el independentismo actualmente en ciencia es un utópico, el futuro ha de pasar por la multidisciplinariedad.
    Física, Química, Matemáticas son ciencias que han de ser indisolubles, de hecho, la matematización de la Química debería ampliarse, con el fin de tratar de buscar reactivas teóricos en este grado (ex-licenciatura) que contribuyan al pleno entendimiento de la “Química cuántica”.
    La química es una ciencia “joven” y necesita un arranque teórico-filosófico mayor, hasta ahora, los grandes químicos como Lavoisier iniciaron el camino, pero han sido Físico-Matemáticos quienes abrieron las puertas para el estudio “independiente” de una nueva ciencia (Einstein, Max Planck, Bohr, Madame Curie…).

    Mis conocimientos son exiguos en la materia, no paso de ser un mero aficionado en la materia, yo he llegado tarde a mis estudios de Química, y tal vez me falten años para dilucidar unas conclusiones menos “ingenuas”, pero me gusta pensar que la Química aún tiene otra vuelta de tuerca en sus bases fundamentales…

    Saludos, Chus!.

    • luisccq dijo:

      ¡Y la tiene! ¡Aún queda mucho por hacer en Química! :)

      Muchas gracias, Chus. Ya sabes, has elegido una ciencia fascinante y seguro que irás disfrutando con ella cada día más y más. Te lo digo por experiencia.

      Lo cierto es que aunque la Química es una ciencia sólida, con principios y leyes propias, aún queda mucho por hacer. Además, muchas veces se explica la Química de forma “absoluta” y atemporal, sin mostrar su evolución histórica y las limitaciones y “polémicas” de ciertos principios o reglas, como los comentados en el post. Es importante darse cuenta de que la Química se sigue construyendo cada día y de que alguno de nuestros alumnos puede ser quien arroje luz a las habitaciones oscuras de nuestra querida Química.

      En cuanto a la Química y su relación con otras ciencias, ella es la ciencia central, estando relacionada con la Biología, la Geología y, por supuesto, la Física. No se puede entender la Química sin la Física. Es una relación imprescindible pues ambas estudian el kernel de la materia, aunque la Física se adentra mucho más llegando a los quarks y a los campos. ¿Es la Química “Física complicada” o una extensión de la Física? En mi opinión, no. ¿Es la Química reducible a la Física? Tampoco. ¿Se puede entender la Química sin la Física? ¡Por supuesto que no! ¿Y la Física sin la Química? Ahí depende de a quién preguntes. En mi opinión, la Física también se enriquece de la Química. Ahora bien, ¿hasta qué punto la Química es “independiente” de la Física? Eso es un tema de debate interesante aunque, personalmente, creo que ciencia sólo hay una y las divisiones no dejan de ser “construcciones” para poder abordar su estudio.

      Seguiremos hablando de ello, no hay duda.

      ¡Abrazos en moles! :)

  3. En los libros de texto de 3ºESO que he manejado aparece frecuentemente una breve introducción a lo que es la Tabla Periódica, pero a la hora de hablar de configuraciones electrónicas, al no dar nada sobre números cuánticos (ni sobre qué demonios es un orbital) siempre aparece el diagrama de Möller. Es decir, ¿se pretende que enseñemos qué es una configuración electrónica o sólo a hacerlas, sin que para los niños no signifique nada en absoluto? Mi experiencia me dice que esto no sirve para nada, que al final lo que hace es que este aspecto de la Química les parezca un “por que sí” más para la lista.
    Lo que hago yo (que obviamente pienso que es lo mejor) es saltarme un poco a la torera esto que me imponen los libros de texto, y les introduzco la idea de orbital en cuanto damos por primera vez los modelos atómicos. Lo hago con ciertas licencias, o con cierto grado de fantasía, pero el caso es que son capaces de imaginárselos. De esta manera, cuando explico las configuraciones electrónicas ellos saben qué están haciendo, y como ya habremos dado el tema de la Tabla Periódica, ya pueden usarla para algo más, para saber cómo se colocan los electrones. Las excepciones, explicaciones, e implicaciones cuánticas, llegarán en cursos posteriores, pero al menos sobre unos cimientos que no sólo se basan en la débil regla mnemotécnica del diagrama de Möller, ya que para entender todo lo que esconde (lo que tú ya has explicado en este artículo) necesitan conocer muchas más cosas que no son propias de 3ºESO.
    De todos modos, que yo lo haga así no quiere decir que para mí el debate esté resuelto. Quizá haya otros profesores de Química (y Químicos o Físicos de formación) que lo hagan de otra manera pero con el rigor y la profesionalidad que ello implica. La parte de esta disertación tuya que realmente me preocupa es la de una frase que puede parecer inocente pero que para mí no lo es en absoluto: “lo importante que es un buen conocimiento de la Química por parte del profesorado, pues no podemos enseñar estas reglas sin considerar sus limitaciones”.
    Éste es el verdadero problema, que muchos profesores tendremos que compartir docencia y hay que llegar a un consenso, o que lo que yo imparta en 1ºBac tienen que tener continuidad sobre lo que han aprendido los niños en la ESO, porque no siempre vamos a dar clase en los mismos niveles, ni es posible controlar las clases de los demás. Si mis compañeros de trabajo fuesen Químicos, aunque hubiese disparidad de criterios, los debatiría sin ningún problema, pero desde que un arquitecto (sin desmerecer la profesión, pero que de Quimica y de Física no tienen ni idea) puede dar clase de Química, pues para mí todo este debate quedaría anulado, pues alguien así (salvo honrosas excepciones) se limitará a emplear el diagrama de Möller sin saber qué demonios es un orbital, y menos aún toda la Química que hay detrás.

    Un abrazo, Luis, y gran trabajo, es un artículo genial que expone este debate que siempre surge a la hora de dar clase.

    • luisccq dijo:

      ¡Muchísimas gracias, Deborah!

      Es un auténtico placer conocer la opinión del resto de compañeros químicos y profesores, especialmente, de buenos profesores vocacionales y con una gran pasión por la Química como tú.

      Estoy totalmente de acuerdo contigo, es más, sé que son muchos los profesores que en 3ºESO no hablan de órbitas sino de orbitales y no distinguen entre nivel (1,2,3…) y subnivel (s,p,d,f) sino que hablan de orbitales atómicos (1s, 2s, 2p…) sin entran en implicaciones cuánticas pero sí para acostumbrar “el oído” al alumno.

      En mi opinión, como benjamín en la docencia y con mucho que aprender (de vosotros) y poner en práctica aún, creo que ya usemos el diagrama de Moeller y el modelo de Bohr, el diagrama de Moeller y el modelo mecanocuántico actual, renunciando al diagrama y limitándonos a enseñar a leer la Tabla Periódica o mediante una combinación de todas estas opciones (que fue lo que yo hice con mis niños de 3º), el reactivo limitante es el profesor. Estos temas se pueden hacer tremendamente confusos o tremendamente claros. Lógicamente, no es lo mismo explicarlo en ESO que en Bachillerato, pero en cualquier caso, el profesor debe hacer fácil lo difícil. Rigor y claridad no son incompatibles en la enseñanza de la Química. :)

      Creo que lo importante es en definitiva mostrar que la Química se apoya en modelos, que podemos usar ciertas reglas pero tienen sus limitaciones y que elijamos la opción que queramos (podemos ir probando distintas para ver cuál tiene mayor aceptación entre el alumnado, debatiendo con nuestros compañeros profesores) nos esforcemos por mostrar a nuestros jóvenes la importancia de entender a los electrones para entender la Química. :)

      No puedo estar más de acuerdo con tu comentario sobre la formación del profesorado. ¡Es fundamental! Estas polémicas constituyen claros ejemplos de que para enseñar Química hay que saber enseñar pero es imprescindible SABER MUCHA QUÍMICA y especialmente, intentar mantenernos activos y en actualización constante (pese a la entropía de la vida).

      Ése es precisamente el objetivo de esta web. Debatir, charlar, compartir ideas, opiniones y material entre todos los que nos apasiona esa ciencia llamada Química.

      Abrazos en moles, compañera del Norte. :)

  4. ¡Gran artículo Luis!

    Me he empapado de él leyéndolo más de una vez. Me ha encantado porque supone una buena mezcla homogénea de química a nivel de secundaria, bachillerato y universidad, aderezado todo ello con una buena dosis de investigación. Aparte de la química que lleva implícito el post, es una gran reflexión sobre cómo enseñar este tipo de conceptos a los niños y supone alcanzar situaciones de compromiso:

    ¿Cómo llegar a enseñar estos conceptos pudiéndolos entender la totalidad de una clase? ¿Enseñar el principio de Aufbau, la regla de Madelung o el diagrama de Möller sin estas excepciones es correcto? ¿O faltamos a la verdad? ¿Con qué profundidad se debe llegar a estudiar las excepciones?

    Una vez más, brillante, Luis. Me acordaré del post cada vez que haga una configuración electrónica de hoy en adelante.

    La frase “no existe un orden único en las energías de los orbitales que sea universalmente válido para todos los elementos químicos”, hace aún más grande la grandeza de la química. Todo lo que nos queda por descubrir…

    Un abrazote en moles
    Jesús

    • luisccq dijo:

      ¡Qué alegría leerte por aquí, compañero! :)

      Una ciencia sólida en la que aún queda mucho por hacer. Este tipo de “polémicas” no hacen sino aumentar el interés y las ganas de seguir aprendiendo más y más de nuestra ciencia, desde la investigación en nuestros laboratorios a su historia.

      Abrazos en moles, químico avanzado. :)

  5. Hola Luís. Leyendo en los comentarios sobre el debate entre la posible reducción de la Química a la Física, querría comentar que efectivamente no solamente es cierto que ciencia solo hay una, si no que pensar que es posible describir en términos de bajo nivel, en términos puramente Físicos, las relaciones entre estructuras Químicas, es tan absurdo, como pensar que con solo el lenguaje aritmético se podría describir qué es un número primo. En definitiva, la Física, a la larga, tiene que usar nomenclatura Química si ha de subir de nivel.

    Este error de atribuirle a la Física el poder de describir cualquier disciplina científica, se debe a que ésta, al contrario que las demás, no tiene cotas, ni de dominio ni de nivel, pues es puramente el estudio de la naturaleza.

    Un saludo. Gran descubrimiento para mí ha sido este blog.

    • luisccq dijo:

      ¡Hola Pedro!

      Muchísimas gracias por el comentario. Yo también pienso que la “flecha” que une Física y Química es una flecha de doble sentido, no unidireccional, como muchas veces se piensa (“la Química se enriquece de la Física pero la Física no necesita a la Química”).

      Me alegra mucho que te haya resultado interesante el blog y el post.

      Saludos en moles :)

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