Superconductividad y el acoplamiento espín-órbita del electrón

Heber Gabriel Pico Jiménez MD. Superconductividad y el
acoplamiento Espín-Órbita del Electrón
Superconductivity and spin orbit of Electron coupling. Heber
Gabriel Pico Jiménez MD1 Resumen Este trabajo demuestra
que los dos polos que crean el campo magnético del
espín en un electrón, son neutralizados en per-
fecto acoplamiento, por los cabos opuestos del campo
magnético que origina otro electrón de espín
contrario. Este grado de articulación puede medirse
indirectamente en relación al núcleo atómico
central, gracias a las características orbitales que
ocasiona este respectivo enganche en el movimiento acoplado de
ese par de electrones. Interaccionan con tanta fuerza los
electrones que en la órbita superan holgadamente a la
repulsión que ocasiona el hecho de tener la carga
eléctrica del mismo signo, permitiendo así el
apareamiento. Encaje que además de acaecer en el estado
basal del átomo neutro, ocurre en las formas
alotrópicas y en los portadores de carga eléctrica
que son siempre pares de electrones ajustados. Esta coyuntura es
entonces una propiedad intrínseca que además de
establecer el grado de arreglo espín-órbita, es una
cualidad de variación periódica que contribuye
tanto al valor de la energía del electrón como a la
calidad del apareamiento que tendrían un par de electrones
en un orbital ya sea basal o molecular y que en base a él,
aparecen las distintas propiedades eléctricas quien
además de definir la electronegatividad, la afinidad
electrónica y la energía de ionización,
revelan mecanismos precisos que ex- plican a las presentaciones
alotrópicas, a los orbitales moleculares, a través
de la densidad de carga eléctrica explican al efecto
isotópico, a la superconductividad y a las distintas
anomalías presentes en la secuencia atómica de la
carta periódica por ejemplo, el apareamiento
electrónico basal no alotrópico explica el intenso
valor relativo que pretende la primera energía de
ionización en los grupos 2, 12, 14, 16, 18 y por
apareamiento alotrópico solo lo hace la gran primera
energía de ionización del grupo 15, a la vez es la
misma fuente que origina a los regios decaimientos pretendidos en
sus respectivas afinidades electrónicas. Lo contrario
ahora, el desapareamiento electrónico basal no
alotrópico es la causa del gran decai- miento relativo que
tiene la primera energía de ionización en los
grupos 1, 6, 11, 13, 15 y 17 y a la vez es la misma razón
que origina el incremento pretendido en la afinidad
electrónica de esos mismos grupos. El efecto predominante
de un ángulo cuántico de espín, explica la
mayor afinidad electrónica del cloro frente al
flúor. Explica el porqué el paladio pertenece al
quinto período de la tabla periódica. Explica el
porqué el grafito casi siempre tiende a configurar
estructuras alotrópicas cilíndricas y
esféricas. No basta con solo decir que un par de
electrones están apareados, es necesario establecer el
grado re- lativo del respectivo apareamiento creado por ellos,
definir la medida y decir si es un apareamiento es basal o si es
simple- mente un apareamiento alotrópico. Palabras claves:
Superconductividad, Efecto Isotópico, Densidad
Eléctrica, Par de Cooper. Abstract This work shows that
the magnetic field that causes the intrinsic angular momentum of
spin in an electron is saturated and perfectly mated with much
impetus by the magnetic field that originates an electron with
opposite spin. This degree of coupling can be indirectly measured
thanks to the characteristics that link, originating in the
respective orbital movement of the electron with respect to the
atomic nucleus. Interact so the electrons so strongly that they
are even able to overcome loosely in the orbit of the repulsion
which originates the fact of having the same sign electric
charge, thus enabling the mating. Coupling is not exclusive to
low temperatures. This mesh is then an intrinsic property which
in addition to establishing the degree of coupling spectroscopy,
is a property of periodic variation that contributes to both the
val- ue of the energy of the electron and the quality of mating
that would have a pair of electrons in an orbital either basal or
molecular and appearing various electrical properties based on
it, who in addition to influencing the electronegativitythe
electron affinity and ionization ener- gy, revelan mecanismos
precisos que explican a las respectivas alotropías, a los
mismos orbitales moleculares y a las distintas anomalías
presentes en la secuencia atómica de la carta
periódica por ejemplo, el apareamiento electrónico
basal no alotrópico explica el intenso valor relativo que
pretende la primera energía de ionización en los
grupos 2, 12, 14, 16, 18 y por apareamiento alotrópico
solo lo hace la gran primera energía de ionización
del grupo 15, a la vez es la misma fuente que origina a los
regios decaimientos pretendidos en sus respectivas afinidades
electrónicas. Lo contrary, the basal electronic decoupling
not allotropic is now the cause of large relative decay that has
the first ionization energy in groups 1, 6, 11, 13, 15 and 17 and
at the same time is the same reason that originates the increase
sought in the elec- tron affinity of the groups. The predominant
effect of a quantum spin angle, explains the greater electron
affinity of chlorine against fluorine. Explains why Palladium
belongs to the fifth period of the periodic table. Explains why
the graphite almost always tends to configure al- lotropic
cylindrical and spherical structures. Is not enough to just say
that a pair of electrons are paired, it is necessary to establish
the relative degree of the respective mating created by them,
define the measure and say if it is a mating is basal or is
simply an allotropic mating. Keywords: Superconductivity, Isotope
Effect, Power Density, Cooper Pair. © heberpico@hotmail.com
todos los derechos reservados1. 1. Introducción
Además es preciso decir que este trabajo anterior del
número cuántico está basado en que a pesar
de que el mo- Iniciamos la introducción de este
artículo precisando que todo su desarrollo estará
siempre sostenido en los principios del anterior trabajo de la
energía atómica Número cuántico
magnético del electrón. 1 vimiento del
electrón representa globalmente una trayecto- ria circular
o elíptica alrededor del núcleo atómico, el
mo- mento angular intrínseco o espín del mismo
electrón, des- cribe siempre en su desplazamiento un
ángulo cuántico

2 2 2 2 2 2 n = Heber Gabriel Pico Jiménez MD:
Superconductividad y el acoplamiento Espín-Órbita
del electrón. construido en torno al respectivo
núcleo atómico, ángulo cuántico que
por resonancia magnética representa a una propiedad
intrínseca de la relación que existe entre el
espín del electrón y el orbital del mismo,
ángulo ? que si se confi- gura agudo con respecto al
núcleo para los electrones con determinado espín de
un orbital, pues sería suplementario y obtuso de 180-?
para los electrones de la misma energía pero con espines
contrarios y en el mismo orbital. A pesar de que globalmente el
electrón describe trayectorias circulares o
elípticas según sea el subnivel alrededor del
núcleo atómico, su momento angular cumple esa
trayectoria pero configurando con respecto al núcleo
atómico, distintos ángulos cuánticos de
espín. El orden en el valor de los ángulos
cuánticos de espín en la tabla periódica, es
que se incrementan de arriba hacia abajo y de izquierda a
derecha. Es tan evidente el hecho de que el ángulo
cuántico es una propiedad intrínseca que describe
la relación espín-orbita que a medida que el
ángulo cuántico se incrementa al as- cender el
electrón de niveles, los espines contrarios de los
electrones están más ligados y están
más cercas y más apa- reados, constituyendo
así un par de Cooper más compacto, más
unido, más ligado. El ángulo cuántico de
espín es una medida que influye tanto en la cantidad de
energía del electrón y el grado de acopla- miento o
apareamiento que une a un par de electrones en un orbital
cualquiera. también de si los electrones se encuentran en
el orbital por pares libres o no, depende también del
grado de aparea- miento entre electrones ya apareados que lo mide
el ángulo cuántico de espín y otro es el
tipo de subnivel de energía porque no todos ellos
configuran un bandgap suficiente- mente y fuerte. El subnivel s
es subnivel que alcanza a con- figurar el bandgap más
contundente y más fuerte que el configurado por el
subnivel p y el perteneciente a este últi- mo, es de mayor
envergadura que el del subnivel d y así sucesivamente.
Esta es la razón del gran tamaño que tienen las
bandas prohibidas existentes después del último
nivel de energía en los gases nobles y además el
bandgap existente entre los niveles llenos de energía
casualmente porque los pares del último nivel están
completos. En el Helio a pesar de tener tan poca masa, tiene una
gran carga nuclear efecti- va, basta con un solo par de
electrones s apareados, preci- samente también cuenta con
un gran ángulo cuántico de espín que es el
más grande del período que los compacta, para
saturar el único nivel de energía con un bandgap
sufi- ciente. Desde el Neón hasta el átomo
sintético de Ununoc- tio, necesitan configurar bandgap que
es distinto. Habrá siempre bandgap entre el primer y
segundo nivel de energía que sería el más
potente, existirá también entre el segundo y tercer
nivel de energía de menor potencia que el anterior, entre
el 3º y 4º nivel más débil aun que el
anterior, así suce- sivamente irán por niveles
configurándose bandgap de menor intensidad. El bandgap del
helio será el de mayor potencia de todos los bandgap
aunque el ángulo cuántico de espín
allí sea regular, le seguirá en potencia el del
neón, a este le seguiría el del argón y
así sucesivamente aparecerán las configuraciones de
bandgap menos intensas hasta llegar al bandgap de la valencia.
Este trabajo anterior propone una ecuación con quien se
calcula la más alta energía de un electrón
que permanece ubicado en un orbital electrónico existente,
en cualquier nivel atómico, valor que dependería de
la relación creada entre los cuatro números
cuánticos y el ángulo cuántico descrito por
los espines en el momento angular del electrón. Es
interesante la circunstancia de que el número de electro-
nes de los niveles de energías incluso el ultimo nivel, es
exactamente el mismo número de estados disponibles en la
En este artículo aclaramos que el concepto de banda prohi-
bida o bandgap, es más o menos algo parecido a la
noción aplicada por la física del estado
sólido a los semiconducto- res y aislantes, más no
esperamos que esta intuición se con- funda con el concepto
de energía de enlace ? entre los dos electrones o banda
prohibida superconductora. banda electrónica y
después incluso, después del último nivel de
energía se presenta siempre una banda prohibida o bandgap,
ubicada también por encima de la banda de valen- cia donde
no hay estados electrónicos disponibles por lo pc = Ec =
me c Za yn – Z a (1) tanto, al aplicar un campo eléctrico
externo los electrones no podrían incrementar su
energía y permanecer en el áto- mo
moviéndose más rápido de lo que ya vienen
haciéndolo, porque no hay estados electrónicos
disponibles donde poder subsistir en movimiento dentro del
respectivo átomo. Las anchuras y potencias de esas
distintas bandas prohibidas pueden ser de diferentes
tamaños y depende de varios facto- res entre ellos
está de si el nivel está lleno o no, depende 2
Donde p es la cantidad de movimiento del electrón, Ec es
la energía cinéti- ca del electrón, me es la
masa del electrón, Z es el número atómico, a
es la constante de estructura fina, yn es la relación
entre n y el ángulo ? descrito por la cantidad de
movimiento y el radio de la órbita del electrón y C
es la velocidad de la luz en el vacío. (n1 – Z )+ (n1+Z )
+ 2l – 2 + 2 (l +1) + 4m (2) 2

2 2 y = = 2 2 n Heber Gabriel Pico Jiménez MD:
Superconductividad y el acoplamiento Espín-Órbita
del electrón. Donde n es un número no entero, n1 es
el número cuántico principal, Z es el número
atómico, l es el segundo número cuántico y m
es el tercer núme- ro cuántico o número
cuántico magnético. n (n1 – Z )+ (n1+Z) + 2l – 2 +
2 (l+1) + 4m (3) tan ? 2 tan ? Donde yn es la relación
entre n y el ángulo ? descrito por la cantidad de
movimiento y el radio de la órbita del electrón
siendo n un número no entero, n1 es el número
cuántico principal, l es el segundo número
cuánti- co y m es el tercer número cuántico
o número cuántico magnético. 2. Desarrollo
del Tema. Esta anterior relación número uno (1) que
define a la canti- dad de energía cinética que
tiene un electrón orbitando en el átomo,
según se observa depende de dos variables, una es el valor
de yn y la otra es Z, el número atómico. A simple
vista se percibe en la anterior relación número uno
(1) se puede establecer que es una relación que tiene
implí- cito los efectos relativistas. Vale la pena decir
que en la relación se hace notar que a excepción
del número atómico en parte, las otras cuatro
variables tienen exclusivos efectos relativistas, ellos son los 3
números cuánticos n1, l, m, el ángulo
cuántico de espín y nuevamente Z aun. Si esa
anterior relación número uno (1) se la aplicamos a
los elementos de una columna, pertenecientes a un mismo gru- po
de la tabla periódica, barriendo de arriba hacia abajo y
estudiando unas veces a los últimos subniveles s del
último nivel de energía del grupo I y II, a los
últimos subniveles f, d y s de los elementos de
transición y el ultimo nivel de los elementos del bloque
p. Vemos que a medida que descen- demos en un mismo grupo,
también se va incrementando Z y además el
número cuántico principal n1 en yn por lo tanto a
pesar de que se va incrementando el ángulo cuántico
de espín y la cantidad de energía de los electrones
del último subnivel, también se va incrementando en
mayor proporción el efecto pantalla luego, a medida que
descendemos en el grupo, pues la carga nuclear efectiva es menor
en el último subnivel del último nivel. Pues la
primera energía de ioniza- ción que es un
fenómeno propio del último subnivel, gene- ralmente
decrece de arriba hacia abajo debido a que los electrones en los
subniveles del último nivel a medida que descienden
sienten menor carga nuclear efectiva aunque tengan mayor
ángulo cuántico de espín sin embargo, el
ultimo subnivel de energía a medida que se va bajando en
el grupo poseen mayor cantidad de energía como lo
demuestra su reactividad que si se incrementa, vemos como el
sodio es mas reactivo que el litio y el bario más reactivo
que el beri- lio por ejemplo. El ultimo nivel energético
de los elementos 3 de transición que estaría
conformado por los subniveles d, s en unas ocasiones y f, d, s en
otras, no se comporta de forma distinta. Además todo el
grupo estará caracterizado siempre de manera uniforme, por
el estado basal de apareamiento o no del último
electrón involucrado en la primera energía de
ionización, pues si el último electrón
está basalmente apa- reado con otro electrón en el
último subnivel de energía como le sucede al grupo
encabezado por el berilio, necesita que le aporten una mayor
cantidad de energía para poder basalmente ionizarlo en
comparación al hecho de que si el mismo electrón
estuviera basalmente no apareado. También debemos tener en
cuenta que cuando el ultimo electrón involucrado en la
primera energía de ionización, aunque se encuentre
basalmente desapareado por lo general, alotrópi- camente
se intentará aparear para tratar de estabilizar a las
distintas presentaciones alotrópicas, cuestión que
lo más seguro es que le incremente la razón del
aporte de la prime- ra energía de ionización para
todos los del grupo como le ocurre a la columna encabezada por el
Nitrógeno, por esto la primera energía de
ionización del elemento se incremen- tará y la
afinidad electrónica decaerá, dando la
sensación de que es un elemento que está basalmente
apareado. Cuando bajamos en un grupo vemos que el primer bandgap
toma al primer nivel donde solo se encuentran subniveles s y lo
separa del segundo nivel de energía donde además de
s también hay subniveles p, lo encontramos en cualquier
átomo distinto al hidrogeno, está permanentemente
ubicado entre el hidrogeno y el litio o además entre el
helio con el neón, es el más intenso y fuerte de
todos, yace después del segundo electrón
representado por el gaseoso helio. Recor- demos la
observación de León N. Cooper en que el empa-
rejamiento electrónico, da lugar a una banda prohibida en
el espectro continuo de los estados de energía permitida
en los electrones, lo cual significa que todas las excitaciones
del sistema deben poseer alguna cantidad mínima de
energía, ya que pequeñas excitaciones tales como la
dispersión de elec- trones están prohibidas. El
segundo bandgap de menor intensidad que el anterior pero con
mayor intensidad que el siguiente bandgap, está separando
al segundo nivel donde solo existen subniveles s y p, del tercer
nivel de energía del átomo donde también
solo existen subniveles s y p, también es permanente y
sepa- ra al litio del sodio y por orbitales llenos al neón
y argón, aparece después del orbital p en el
décimo electrón y es representado por el gas noble
neón. El tercer bandgap que coge al tercer nivel donde
solo exis- ten subniveles s y p, lo separa del cuarto nivel de
energía donde aparece el subnivel d que con menor
energía que ellos acompañan al s y al p, ubicado
también permanente- mente después del gas noble
Argón, es de menor intensidad que el anterior bandgap pero
de mayor ímpetu que el si- guiente. Separa tranquilamente
al sodio del potasio y al

Heber Gabriel Pico Jiménez MD: Superconductividad y el
acoplamiento Espín-Órbita del electrón.
magnesio del calcio de la misma manera como define por orbitales
llenos al argón del kriptón. También
está presente con suficiente fuerza en los elementos de
transición, tanto es que cercena en ellos al tercer nivel
de energía, dejando del lado del cuarto nivel a todo el
subnivel 3d. El cuarto bandgap que toma al cuarto nivel que tiene
d, s, p y lo separa del quinto nivel de energía quien
también tiene en la misma proporción a d, s y p, es
de menor intensidad que el anterior pero es de mayor intensidad
que el siguiente bandgap, aparece después del
Kriptón y trabaja muy bien separando al potasio del
rubidio y al calcio del estroncio, en los elementos de
transición separar con claridad por ejemplo al escandio
del Itrio dejando del lado del quinto nivel de energía a
todo el orbital 4d, separa por orbitales llenos al galio del
indio y al kriptón del xenón. Al quinto bandgap que
toma al quinto nivel que tiene sub- niveles d, s, p y lo separa
del sexto nivel de energía que tiene al subnivel f
acompañando en la misma proporción a los subniveles
d, s y p, es un bandgap de menor intensidad que el anterior pero
mayor que el siguiente, aparece después del xenón y
separa al cesio y al bario del rubidio y el es- troncio, continua
en los elementos de transición donde deja del lado del
sexto nivel a todo el respectivo orbital d del quinto nivel,
apareciendo nuevamente encima del talio y del radón. La
sexta bandgap o banda prohibida de menor intensidad que todas
hasta ahora, toma al sexto nivel que tiene subni- veles f, d, s,
p y lo separa totalmente del séptimo nivel de
energía que también tiene los mismos subniveles en
el áto- mo y aparece después del Radón.
Separa al cesio y al bario del francio y el radio. Los
últimos bandgap son muy débi- les y permiten
incluso que el xenón y hasta el radón reac- cionen
además de manera espontánea con el flúor. De
los subniveles originales que pertenecen a un mismo nivel de
energía, los f son los de mayor energía que los
subniveles d y estos a la vez, aventajan al subnivel p, cuan- do
este mismo subnivel tiene mayor valor energético que el s,
pero en los niveles energéticos de los elementos, este
orden electrónico no hace su aparición de manera
secuencial por ejemplo, el subnivel d aparece ya en el cuarto
nivel de energía y lo hace, con menor valor
energético que el respec- tivo subnivel s del propio
cuarto nivel de energía. El subni- vel f solo se vislumbra
en el quinto nivel de energía y lo hace, con menor valor
energético que el mismo subnivel d quien a la vez, tiene
inclusive menor energía que el mismo subnivel s del
respectivo quinto nivel de energía. 1º.-Nivel de
energía máximo con 2 electrones. 2º.-Nivel de
energía máximo con 8 electrones. 4 3º.-Nivel
de energía máximo con 8 electrones. 4º.-Nivel
de energía máximo con 18 electrones. 5º.-Nivel
de energía máximo con 18 electrones. 6º.-Nivel
de energía máximo con 32 electrones. 7º.-Nivel
de energía máximo con 32 electrones. Este reparto
electrónico anterior explica del porqué el pala-
dio, pertenece al quinto período de la tabla
periódica. Desde el cuarto, quinto, sexto y etc niveles de
energía apa- recen los subniveles f o d de electrones, que
a pesar de estar ubicados en el último nivel de
energía, si son d tienen me- nor energía que los
propios electrones del propio subnivel s del respectivo
último nivel de energía y si son f tienen in- cluso
menor energía que los propios subniveles d como sucede en
el sexto nivel de energía, mientras allí mismo se
viene llenando un subnivel d que tiene menor energía que
el propio 6s. Se puede afirmar que en todos los elementos existe
bandgap ubicado entre los distintos niveles de energ- ía
pero, desde el cuarto nivel de energía en adelante el
últi- mo nivel, no solo está compuesto por
subniveles s y/o p en el ultimo nivel como le sucede a los
primeros 18 elementos de la tabla periódica. Desde el
cuarto nivel de energía el último nivel
estará conformado por 3 o 4 subniveles, d, s y p que se
vienen llenando tal como sucede en los elementos del cuarto y
quinto nivele y f, d, s y p en los elementos del quinto y sexto
nivel de energía. Inclusive en los elementos del bloque p,
siguen presentes en el último nivel pero total- mente
llenos. Presentamos como ejemplo al plomo Pb, elemento que a
pesar de no ser de transición precisamente en el sexto
(6º) y último nivel n de energía, tiene
presente a los cuatro prime- ros subniveles de energía de
la siguiente manera: (n-2)f, (n- 1)d, ns y np. La única
diferencia que tiene el átomo de Pb, con los respectivos
elementos de transición ubicados en el mismo
período de la tabla periódica, es que los
subniveles f, d y s como están repletos no son los que se
están llenando en el Pb, sino que lo hacen son los
subniveles p. La configu- ración electrónica del
último nivel de energía del átomo de plomo
es la siguiente: 4f14, 5d10, 6s2, 6p2. Por convención el
mayor subnivel f tiene de coeficiente al 4 como su primer
número cuántico, número que hace la
evidencia matemática de que esos electrones poseen menor
energía de la que tie- nen los electrones del subnivel d,
aunque representen elec- trones de un subnivel de menor
envergadura asignada que el mismo f. Igual sucede con la
energía de los electrones del subnivel s que poseen mayor
energía, que los electrones del subnivel d. Igual le
sucede a los electrones del subnivel p, que aunque tienen el
mismo coeficiente o su primer número cuántico igual
al s, poseen por conveniencia mayor cantidad

vidad electrónica Heber Gabriel Pico Jiménez MD:
Superconductividad y el acoplamiento Espín-Órbita
del electrón. de energía que los electrones del
subnivel s. todos los cuatro subniveles de energía,
están ubicados en el ultimo nivel de energía del
átomo de plomo. Si le aplicamos ahora esa anterior
relación número uno (1) a los elementos que
pertenecen a una misma fila de un perío- do en la tabla
periódica, barriendo la carta de izquierda a derecha vemos
que ahora así como se incrementaba Z y n1 y el
ángulo cuántico de espín en una columna o
grupo de la tabla periódica, ahora se incrementa Z y el
ángulo cuántico de espín en las mismas
filas, también hay al mismo nivel un escalamiento de los
subniveles y orbitales identificados como segundo (l) y el tercer
número cuántico (m), pues ahora el incremento de la
energía orbital del electrón se debe tanto a Z
identificada por la carga nuclear efectiva como también el
incremento en el valor de los restantes números
cuánticos incluyendo al ángulo cuántico de
espín, que también sufre incremento y así
aumentan los acoples efectivos del apareamiento entre los espines
contrarios de los electrones apareados que es más fuerte a
la derecha y hacia abajo. Puede observarse fácilmente de
manera gene- ral, cómo la primera energía de
ionización en un mismo distribución
periódica en la tabla semejante a la electronegati- y la
primera energía de ionización, precisamente son los
átomos con electrones impares los grupos seleccionados por
la afinidad electrónica y escoge además a elementos
como el Au y los halógenos para ostentar los mayores
índices y no a los gases nobles por ejemplo. El
ángulo cuántico de espín explica el
porqué la Afinidad es abiertamente mayor en los elementos
del grupo uno (1) de la tabla periódica, con respecto a
los elementos del grupo dos (2) de la misma tabla. El
ángulo cuántico de espín es una propiedad
periódica, atómica y variable quien a través
de la calidad de la distri- bución electrónica,
sustenta y explica a la electronegatividad, la Afinidad
electrónica y la energía de ionización. La
primera energía de ionización de un electrón
apareado basalmente, es mayor que la primera energía de
ionización de un electrón totalmente libre en su
orbital basal es decir no apareado. nivel sufre incremento de
izquierda a derecha al recorrer distintos grupos en el mismo
período de la tabla periódica. Sin embargo la
primera energía de ionización de un Este
ángulo cuántico del espín es la
justificación del hecho de que a pesar de que el valor de
la primera energía de ioni- zación en la tabla
periódica, lentamente se va incrementan- do de izquierda a
derecha a medida que aumenta el grupo de la tabla sin embargo, en
los elementos del grupo 13 solo la primera energía de
ionización es menor en la mayoría de los casos que
las del grupo 12 y 2, solo la primera energía de
ionización es la que rompe esa secuencia debido a que el
primer electrón del bloque p está desapareado y es
menos costoso sacarlo, decimos que es solo la primera
energía de ionización porque en la segunda y
tercera energías de ioni- zación, no sucede lo
mismo que sucede con la primera. electrón apareado
alotrópicamente, es mayor que la primera energía de
ionización de un electrón molecularmente libre en
su presentación alotrópica. Si dos presentaciones
están igualmente apareadas, en este caso el valor del
ángulo cuántico de espín, es quien define el
valor de la primera energía de ionización que
depende, del preciso grado de apareamiento estipulado por el
valor del ángulo cuántico de espín. El
ángulo cuántico de espín explica la afinidad
electrónica del hidrogeno y la estabilidad del ion
hidruro. En el grupo 15 sobretodo al Nitrógeno,
Fósforo y el Arséni- co le sucede es lo contrario
de lo que le ocurre al grupo 13 del boro, solo la primera
energía de ionización es la que se dispara
rompiendo el orden secuencial del período, ella se
incrementa debido a que el primer electrón, aunque en la
configuración atómica basal está
desapareado, alotrópica- mente como nitrógeno
gaseoso molecular, no es así, porque el nitrógeno
puro en estado gaseoso mantiene una forma alotrópica
constituida por moléculas muy estables de di
nitrógeno con tres muy fuertes enlaces entre ellos de los
cuales, uno de esos orbitales moleculares está construido
por los dos electrones basales antes desapareados, corres-
pondientes a cada uno de los dos átomos de
nitrógeno. El ángulo cuántico de
espín también explica la energía invo-
lucrada en el fenómeno identificado como Afinidad
electrónica . Explica el porqué a pesar de tener la
Afinidad electrónica una 5 Esta anterior relación
número uno (1) nos permite describir las cualidades
originales que tendrían los electrones de valencia en los
respectivos orbitales propios de cada ele- mento neutro, estados
que le permiten conocer los puntos precisos de las condiciones
que lo dejan establecer los pasos para conformar los distintos
tipos de orbitales moleculares. Es decir unas veces será
necesario el aporte externo de energía para ser aptos a
conformar los orbitales moleculares y en otras no, pero siempre
los orbitales moleculares serán entidades distintas a los
orbitales basales de cada elemento solitario en estado neutro. La
afinidad electrónica y la primera energía de
ionización dependen sobremanera del estado
alotrópico que tiene el

Heber Gabriel Pico Jiménez MD: Superconductividad y el
acoplamiento Espín-Órbita del electrón.
elemento, por eso vemos el valor de la primera energía de
ionización que tiene el nitrógeno además,
contrastado con su afinidad electrónica. ALOTROPIA La
alotropía es la propiedad que tienen todos los elementos
químicos de poseer estructuras químicas distintas
de acuer- do al equilibrio interno con las condiciones de
temperatura y presión en que se encuentren. La
explicación de quien origina las diferentes propiedades
alotrópicas, se ha atribui- do sin lugar a dudas a la
disposición espacial de los átomos pero este
artículo considera que eso no es lo más atractivo,
lo substancial es además explicar la razón de
quién es el que está causando esa
distribución espacial, pues en este artículo se
atribuyen a las diferentes cualidades y cantidades de
energía electrónicas propias de los átomos
que a la fuerza, guardan un equilibrio interno tanto con el
núcleo atómico como con las condiciones ambientales
externas y ese es el punto preciso en el que se quiere concentrar
el objetivo de este artículo. Por ese mismo motivo
también intentamos describir la estabilidad nuclear de los
átomos. Los primeros elementos con quien tienen la natural
oportu- nidad de reaccionar los átomos es con ellos
mismos, por esto es que la alotropía es una de las
primeras y más impor- tantes moléculas ya que de
acuerdo a su presencia, se des- encadenarán las distintas
reacciones con otros elementos en las múltiples
condiciones atmosféricas. enlaces con deficiencia en el
número de electrones, tal como lo hace el boro cuando se
conecta a los dos hidrógenos centrales en el Diborano, que
son enlaces puentes de elec- trones tipo bananas. Otro caso donde
también se forman orbitales moleculares con deficiente
número de electrones y en este caso con un solo
electrón, es el caso del catión di- hidrogeno o ion
molecular dihidrogeno H2+. ALOTROPIA DEL HIDROGENO Empezamos
refiriéndonos a la descripción de la
molécula más simple de la naturaleza que es el
dihidrogeno, diciendo que todos los átomos de una
molécula por lo menos en su último nivel de
energía, los electrones no se encuentran ocupando los
mismos sitios que le corresponderían de acuerdo a sus
números cuánticos y al valor del ángulo que
describen su momento angular si estuviera solito, se ubican es
debido al equilibrio que surge entre el momento angular del
núcleo, los electrones y la energía del medio
ambiente en que están. El hidrogeno en el universo se
encuentra principalmente es en su forma atómica y en
estado de plasma, cuyas propieda- des son bastante distintas a
las del hidrogeno molecular. Como plasma el protón y
electrón del hidrogeno no están ligados, por lo que
presenta una alta conductividad eléctrica y una gran
emisividad pues las partículas cargadas están
fuertemente influenciadas por los campos eléctricos y
magnéticos, como se explica en las “Corrientes de
Birken- land” y el fenómeno de las
“Auroras”. Al hablar de alotropía, debemos
iniciar el tema describiendo a las formas familiares estables de
los elementos que prime- ro hallamos en la naturaleza y que se
distinguen, porque surgen espontáneamente en medio de las
condiciones están- dares de presión y temperatura.
Debemos tener en cuenta que el resto de presentaciones
atómicas ocurren porque de alguna manera, han sido
alteradas las condiciones estánda- res iniciales,
inclusive en la forma experimental. En condiciones
estándar el hidrogeno existe como gas di- atómico
pero es extremadamente poco abundante en la atmosfera de la
tierra, ya que apenas se produce se escapa muy fácil del
influjo de la gravedad y por lo tanto, abunda más es en el
espacio interestelar y por lo tanto, es muy difí- cil de
generar, concentrar y purificar en la tierra. La mayor parte del
hidrogeno terrestre se encuentra formando parte de los compuestos
químicos. Para constituir orbitales moleculares, la
mayoría de la veces es necesario el apareamiento de dos
electrones con espines contrarios pero la condición es que
posean el mismo ángulo cuántico y la misma cantidad
energética, si eso se cumple describirán así
trayectorias apareadas circulares, cerradas y dirigidas al lado
de los restantes núcleos atómicos de los elementos
reactantes, girando en un sentido por lo tanto, la forma
más fácil y barata de lograrlo es haciendo las
iniciales presentaciones alotrópicas. Sin embargo los
orbitales mole- culares también podrían estar
conformados algunas pocas veces por un electrón solitario
y no apareado estableciendo 6 Decimos que el Protio es el
isótopo estable más común del hidrogeno
teniendo una abundancia del 99,98% y tiende a perder el
electrón en los hidruros no metálicos H+ o a adqui-
rir un par de electrones apareados en los hidruros
metálicos H-. En el hidrogeno gaseoso molecular, los
núcleos atómi- cos con su espín se mueven en
torno al par electrónico orbi- tal molecular central,
constituyen así un estado energético fundamental
dividido en estructura hiperfina que son per- turbaciones que no
depende de los electrones, es por efectos de las interacciones
magnéticas entre los espines de los

Heber Gabriel Pico Jiménez MD: Superconductividad y el
acoplamiento Espín-Órbita del electrón.
protones o núcleos atómicos. Cuando esos espines
están paralelos la energía de la molécula es
superior a la que se presenta cuando los espines no lo
están. La conversión entre esos dos estados puede
tener lugar mediante la emisión o absorción de un
fotón a través de la transición del dipolo
magnético nuclear. Por eso las moléculas
diatómicas del hidrogeno pueden constituir dos estados
alotrópicos, que difieren por la relación
equilibrada y establecida entre el medio y los espines de los
núcleos atómicos, unos serían de la llamada
forma orto y otros identificados como la forma para. La
relación porcentual equilibrada entre la forma orto y para
dependen de la temperatura y la presión, siendo la primera
un estado de mayor energía y por eso a temperatu- ras muy
bajas, el estado de equilibrio está compuesto casi
exclusivamente por la segunda forma para. En condiciones normales
de presión y temperatura el hidrogeno gaseoso contiene
aproximadamente un 25% en la forma para y un 75% en la forma orto
de mayor energía. La distinción entre las formas
orto y para también es evidente en los grupos funcionales
y moléculas que tienen hidrógenos tales como el
agua o el Metileno. Además, si se quiere se puede
también aceptar como una forma alotrópica adicional
que desempeña un papel impor- tante en la química
interestelar, al mencionado hidrogeno molecular protonado, quien
se genera por la ionización del hidrogeno molecular
provocada por los rayos cósmicos. El hidrogeno molecular
protonado H3+, es un catión de trihi- drogeno y es uno de
los iones más abundantes del universo compuesto por tres
protones con cargas positivas y un par de electrones apareados
centrales de cargas negativas. El par de electrones enlazados se
encuentran apareados en un orbital molecular que es central a los
tres protones que mueven sus espines alrededor del par de
electrones, quienes concentrados efectúan un enlace que
consta de tres centros con dos electrones centrales apareados,
cuestión que no igual a la situación que presentan
los cuatro electrones to- talmente desapareados en los cuatro
centros del diborano. La situación del diborano es
semejante a la que se presenta en el catión dihidrogeno
H2+. El llamado ion molecular de dihidrogeno o catión
dihidro- geno H2+, que es quizás el ion molecular
más sencillo y se forma a modo de un puente de electrones,
sería parecido al puente que hace el protón de un
hidrogeno en un enlace por puente de hidrogeno quien sería
para nosotros más bien un puente de protones en contraste
a nuestro puente de electro- nes. Este tipo de enlace covalente
de un electrón en el H2+, que tiene un orden de enlace
formal de un medio (1/2), en- carnaría a los mismos
enlaces puentes de los dos átomos de boro con los dos
hidrógenos centrales en el diborano, que tiene a dos
hidrógenos como puentes entre los dos átomos de
boro. Cada átomo de boro utiliza su electrón libre,
para hacer un ½ enlace con uno de los dos
hidrógenos centrales del diborano y este a su vez, utiliza
también su respectivo 7 electrón libre, para hacer
otro ½ enlace con el otro átomo de boro. El enlace
covalente de un electrón o puente de elec- trones para
nosotros, es distinto al enlace por puente de hidrogeno o puente
de protones para nosotros porque para nuestro entender, el
llamado puente de hidrogeno se parece más bien es a un
enlace coordinado entre un átomo muy electronegativo, a
quien le sobran pares libres disponibles de electrones solitarios
con capacidad, de atraer a un protón que le pertenece es a
un hidrogeno y quien está ya enlazado de forma
iónica por el otro extremo con otro átomo que es
también muy electronegativo. Al electrón solitario
que hace el puente central de electrón entre los dos
protones en el catión dihidrogeno H2+, le pasa lo mismo
con los dos espines de los dos protones en la pre- cisa
molécula de hidrogeno molecular, puede haber una forma
orto excitada con mayor energía y otra forma para de menor
energía, todo de acuerdo a las direcciones relativas que
tengan los espines de los dos protones del H2+. Por último
mencionamos como otro alótropo al hidrogeno
metálico, que sería un estado surgido de unas
condiciones especiales de la molécula de dihidrogeno, a
pesar de que sería sometida a una transición de
estado en una dirección de orto hacia para a través
de disminuir la temperatura, también se somete al instante
a altas presiones obligándolo hacia una transición
de fase contraria porque, indirectamen- te a través de la
presión se le suministraría a los electrones la
suficiente cantidad de energía que lograría
desligarlos de sus núcleos con mayor facilidad,
presumiendo que se com- portan como electrones de
conducción pertenecientes a una red cristalina de
pequeños átomos de hidrogeno no degene- rados pero
a bajas temperaturas. ALOTROPIA DEL OXIGENO En condiciones
normales de presión y temperatura los áto- mos de
Oxígeno se enlazan para formar el Dióxígeno,
gas diatómico tan altamente reactivo que incluso, no
acepta permanecer en la atmosfera como elemento libre sin la
necesidad de que sea constantemente reabastecido. Tiene el
oxigeno atómico una estructura electrónica
teórica basal de 1s2-2s2-2p4 pero, partiendo de que el
subnivel p tiene 3 orbitales mo, m1, m2 de estructura hiperfina,
con capacidad de albergar cada uno de los orbitales un
número máximo de dos electrones, que aunque tengan
la misma cantidad de energía y el mismo ángulo
cuántico, los espines deben ser contrarios, entonces
quedaría la distribución electrónica del
estado fundamental basal del oxigeno atómico de la
siguien-

Heber Gabriel Pico Jiménez MD: Superconductividad y el
acoplamiento Espín-Órbita del electrón. te
manera: 1s2-2s2-2pmo2-2pm12-2pm20. Pero resulta que por efectos
de las int