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. © [email protected] 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