La Tabla Periodica

Un poco de historia....

Desde la antigüedad, los hombres se han preguntado de qué están hechas las cosas. El primero del que tenemos noticias fue un pensador griego, Tales de Mileto, quien en el siglo VII antes de Cristo, afirmó que todo estaba constituido a partir de agua, que enrareciéndose o solidificándose formaba todas las sustancias conocidas. Con posterioridad, otros pensadores griegos supusieron que la sustancia primigenia era otra. Así, Anaxímenes, en al siglo VI a. C. creía que era el aire y Heráclito el fuego.

En el siglo V, Empédocles reunió las teorías de sus

predecesores y propuso no una, sino cuatro sustancias primordiales, los cuatro elementos: Aire, agua, tierra y fuego. La unión de estos cuatro elementos, en distinta proporción, daba lugar a la vasta variedad de sustancias distintas que se presentan en la naturaleza. Aristóteles, añadió a estos cuatro elementos un quinto: el quinto elemento, el éter o quintaesencia, que formaba las estrellas, mientras que los otros cuatro formaban las sustancias terrestres.

Tras la muerte de Aristóteles, gracias a las conquistas de Alejandro Magno, sus ideas se propagaron por todo el mundo conocido, desde España, en occidente, hasta la India, en el oriente. La mezcla de las teorías de Aristóteles con los conocimientos prácticos de los pueblos conquistados hicieron surgir una nueva idea: La alquimia. Cuando se fundían ciertas piedras con carbón, las piedras se convertían en metales, al calentar arena y caliza se formaba vidrio y similarmente muchas sustancias se transformaban en otras. Los alquimistas suponían que puesto que todas las sutancias estaban formadas por los cuatro elementos de Empédocles, se podría, a partir de cualquier sustancia, cambiar su composición y convertirla en oro, el más valioso de los metales de la antigüedad. Durante siglos, los alquimistas intentaron encontrar, evidentemente en vano, una sustancia, la piedra filosofal, que transformaba las sustancias que tocaba en oro, y a la que atribuían propiedades maravillosas y mágicas.

Las conquistas árabes del siglo VII y VIII pùsieron en contacto a éste pueblo con las ideas alquimistas, que adoptaron y expandieron por el mundo, y

cuando Europa, tras la caída del imperio romano cayó en la incultura, fueron los árabes, gracias a sus conquistas en España e Italia, los que difundieron en ella la cultura clásica. El más importante alquimista árabe fue Yabir (también conocido como Geber) funcionario de Harún al-Raschid (el califa de Las mil y una noches) y de su visir Jafar (el conocido malvado de la película de Disney). Geber añadó dos nuevos elementos a la lista: el mercurio y el azufre. La mezcla de ambos, en distintas proporciones, originaba todos los metales. Fueron los árabes los que llamaron a la piedra filosofal al-iksir y de ahí deriva la palabra elixir.

Símbolos alquímicos

Aunque los esfuerzos de los alquimistas eran vanos, su trabajo no lo fue. Descubrieron el antimonio, el bismuto, el zinc, los ácidos fuertes, las bases o álcalis (palabra que también deriva del árabe), y cientos de compuestos químicos. El último gran alquimista, en el siglo XVI, Theophrastus Bombastus von Hohenheim, más conocido como Paracelso, natural de suiza, introdujo un nuevo elemento, la sal.

Robert Boyle, en el siglo XVII, desechó todas las ideas de los

elementos alquímicos y definió los elementos químicos como aquellas sustancias que no podían ser descompuestas en otras más simples. Fue la primera definición moderna y válida de elemento y el nacimiento de una nueva ciencia: La Química.

Durante los siglos siguientes, los químicos, olvidados ya de las ideas alquimistas y aplicando el método científico, descubrieron nuevos e importantes principios químicos, las leyes que gobiernan las transformaciones químicas y sus principios fundamentales. Al mismo tiempo, se descubrían nuevos elementos químicos.

El químico esceptico, de Robert

Boyle, marco el comienzo

del final de la alquimia.

Símbolos de Dalton

Apenas iniciado el siglo XIX, Dalton, recordando las ideas de un filósofo griego, Demócrito, propuso la teoría atómica, según la cual, cada elemento estaba formado un tipo especial de átomo, de forma que todos los átomos de un elemento eran iguales entre sí, en tamaño, forma y peso, y distinto de los átomos de los distintos elementos.

Fue el comienzo de la formulación y nomenclatura química, que ya había avanzado a finales del siglo XVIII Lavoisier.

Conocer las propiedades de los átomos, y en especial su peso, se transformó en la tarea fundamental de la química y, gracias a las ideas de Avogadro y Cannizaro, durante la primera mitad del siglo XIX, gran parte de la labor química consistió en determinar os pesos de los átomos y las formulas químicas de muchos compuestos.

Al mismo tiempo, se iban descubriendo más y más elementos. En la década de 1860 se conocían más de 60 elementos, y saber las propiedades de todos ellos, era imposible para cualquier químico, pero muy importante para poder realizar su trabajo.

Ya en 1829, un químico alemán, Döbereiner, se percató que algunos elementos debían guardar cierto orden. Así, el calcio, estroncio y bario formaban compuestos de composición similar y con propiedades similares, de forma que las propiedades del estroncio eran intermedias entre las del calcio y las del bario. Otro tanto ocurría con el azufre, selenio y teluro (las propiedades del selenio eran intermedias entre las del azufre y el teluro) y con el cloro, bromo y iodo (en este caso, el elemento inetrmedio era el bromo). Es lo que se conoce como tríadas de Döbereiner.

Las ideas de Döbereiner cayeron en el olvido, aunque muchos químicos intentaron buscar una relación entre las propiedades de los elementos. En 1864, un químico ingles, Newlands, descubrió que al ordenar los elementos según su peso atómico, el octavo elemento tenía propiedades similares al primero, el noveno al segundo y así sucesivamente, cada ocho elementos, las propiedades se repetían, lo denominó ley de las octavas, recordando los periodos musicales. Pero las octavas de Newlands no se cumplían siempre, tras las primeras octavas la ley dejaba de cumplirse.

En 1870, el químico alemán Meyer estudió los elementos de forma gráfica, representando el volumen de cada átomo en función de su peso, obteniendo una gráfica en ondas cada vez mayores, los elementos en posiciones similares de la onda, tenían propiedades similares, pero las ondas cada vez eran mayores e integraban a más elementos. Fue el descubrimiento de la ley periódica, pero llegó un año demasiado tarde.

En 1869, Mendeleyev publicó su tabla periódica. Había ordenado los elementos siguiendo su peso atómico, como lo hizo Newlands antes que él,

Representación grafica de los elementos según Meyer

Primera tabla publicada por Mendeleyev

pero tuvo tres ideas geniales: no mantuvo fijo el periodo de repetición de propiedades, sino que lo amplió conforme aumentaba el peso atómico (igual que se ampliaba la anchura de la gráfica de Meyer). Invirtió el orden de algunos elementos para que cuadraran sus propiedades con las de los elementos adyacentes, y dejó huecos, indicando que correspondían a elementos aún no descubiertos.

En tres de los huecos, predijo las propiedades de los elementos que habrían de descubrirse (denominándolos ekaboro, ekaaluminio y ekasilicio), cuando años más tarde se descubrieron el escandio, el galio y el germanio, cuyas propiedades se correspondían con las predichas por Mendeleyev, y se descubrió un nuevo grupo de elementos (los gases nobles) que encontró acomodo en la tabla de Mendeleyev, se puso de manifiesto no sólo la veracidad de la ley periódica, sino la importancia y utilidad de la tabla periódica.

La tabla periódica era útil y permitía predecir las propiedades de los elementos, pero no seguía el orden de los pesos atómicos. Hasta los comienzos de este siglo, cuando físicos como Rutherford, Borh y Heisemberg pusieron de manifiesto la estructura interna del átomo, no se comprendió la naturaleza del orden periódico. Pero eso, eso es otra historia....

Dimitri Ivanovich Mendeleyev (Tobolsk, Siberia, 1834-San Petersburgo, 1907). Químico ruso, fue el menor de 17 hijos. La ruina de los padres los obligó a emigrar a Rusia desde Siberia. En San Petersburgo estuidó en el Instituto Pedagógico, completando su formación en Heidelberg. En 1867 fuen nombrado profesor del Instituto Tecnológico de San Petersburgo, y en 1867 de su Universidad, de donde fue despedido por motivos políticos en 1890. En 1893 fue nombrado director de la Oficina de Pesas y medidas.

Sus estudios químicos son muy numerosos. Descubrió el punto crítico, modernizo las industrias rusas de la sosa y el petróleo, estudió el comportamineto de los gases y de las disoluciones, pero su mayor logro científico fue el descubrimiento de la tabla periódica, clasificación de los elementos de acuerdo con sus propiedades, en 1869. Basándose en dicha tabla, definió las propiedades de 3 elementos aún no descubiertos en su época. Cuando se identificaron, se comprobó la exactitud de sus predicciones. Su principal obra es Principios de Química.

Tabla periódica de los elementos

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.

Grupos y periodos

La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnas verticales que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad de representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.

Los grupos con mayor número de elementos, los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se conocen como grupos principales, los grupos del 3 al 12 están formados por los llamados elementos de transición y los elementos que aparecen aparte se conocen como elementos de transición interna. Los elementos de la primera fila de elementos de transición interna se denominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la segunda fila son actínidos.

Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos de la tabla periódica hasta el uranio, se encuentran en la naturaleza. Los elementos transuránidos, así como el tecnecio y el prometio, son elementos artificiales, que no se hallan en la naturaleza, y han sido obtenidos por el hombre.

El número de elementos de cada periodo no es fijo. Así, el primer periodo

consta de dos elementos (hidrógeno y helio), los periodos segundo y tercero tienen cada uno ocho elementos, el cuarto y el quinto dieciocho, el sexto treinta y dos y el séptimo, aunque debería tener treinta y dos elementos aún no se han fabricado todos, desconociéndose 3 de ellos y de otros muchos no se conocen sus propiedades. PERIODO 1 (2 elementos)

PERIODO 3 (8 elementos) PERIODO 4 (18 elementos) PERIODO 6 (32 elementos)

Cuando se descubrió la ordenación periódica de los elementos, se realizó de forma que elementos con propiedades químicas similares cayeran en la misma vertical, en el mismo grupo, de forma que algunas propiedades, que dependen más o menos directamente del tamaño del átomo, aumentaran o decrecieran regularmente al bajar en el grupo (afinidad electrónica, potencial de ionización, electronegatividad, radio atómico o volumen atómico). De esta forma, conocer la tabla periódica significa conocer las propiedades de los elementos y sus compuestos: valencia, óxidos que forma, propiedades de los óxidos, carácter metálico, etc.

El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, con periodos de distintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que una configuración especialmente estable es aquella en la que el elemento tiene en su última capa, la capa de valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en los orbitales p, de forma que los orbitales s y p están completos. En un grupo, los elementos tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia. Así, conocida la configuración electrónica de un elemento sabemos su situación en la tabla y, a la inversa, conociendo su situación en la tabla sabemos su configuración electrónica.

Los primeros dos grupos están completando orbitales s, el correspondiente a la capa que indica el periodo. Así, el rubidio, en el quinto periodo, tendrá es su capa de valencia la configuración 5s¹, mientras que el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración 6s². Los grupos 3 a 12 completan los orbitales d de la capa anterior a la capa de valencia, de forma que hierro y cobalto, en el periodo cuarto, tendrán las configuraciones 3d⁶4s² y

3d⁷4s², en la que la capa de valencia no se modifica pero sí la capa anterior.

Los grupos 13 a 18 completan los orbitales p de la capa de valencia. Finalmente, en los elementos de transición interna, los elementos completan los orbitales f de su antepenúltima capa. Así podemos saber, que para un periodo N, la configuración de un elemento será:

Grupos 1 y 2	Elemento de transición	Grupos 13 a 18	Elementos de transición interna
Ns^x	(N -1)d^xNs²	(N -1)d¹⁰Ns²p^x	(N -2)f^x(N -1)d⁰Ns²

Cómo leer la tabla periódica de los elementos

La tabla periódica de los elementos enumera los 109 elementos descubiertos a la fecha. Existen distintos símbolos y números que identifican las diferencias entre los elementos, mientras que la estructura de la tabla agrupa los elementos con semejanzas. Puedes leer la tabla periódica tomando en cuenta las siguientes instrucciones.

Parte 1 de 4: Comprende la estructura

1
Observa la tabla periódica desde la parte superior izquierda hasta el final de la última fila, cerca de la parte inferior derecha. La tabla se estructura de derecha a izquierda en orden ascendente del número atómico. El número atómico es el número de protones en un solo átomo.
- No todas las columnas o filas están completas. Aunque existen espacios vacíos en el centro, la lectura de la tabla continuará de izquierda a derecha. Por ejemplo, el Hidrógeno tiene el número atómico 1 y se encuentra en la parte superior izquierda. El Helio tiene el número atómico 2 y se encuentra en la parte superior derecha.
- Los elementos desde el 57 hasta el 102, por lo general, se señalan como un subgrupo en la parte inferior derecha de la tabla. A estos se los llama “tierras raras”.^[1]

1.2

Encuentra un “grupo” de elementos en cada columna de la tabla. Hay 18 columnas.

Usa el término “leer un grupo hacia abajo” para leer desde la parte superior a la inferior.
La numeración, por lo general, estará en la parte superior de las columnas; sin embargo, pueden aparecer debajo otros grupos tales como los metales.
La numeración usada en la tabla periódica variará significativamente. Puede ser romana (IA), arábiga (1A) o con números desde el 1 al 18.
El hidrógeno puede ubicarse en la familia de los halógenos y la familia de los metales alcalinos o en ambas.

1.3 Encuentra un “periodo” de los elementos en cada fila de la tabla. Hay 7 periodos. Usa la frase “leer un periodo a lo largo” para leer de izquierda a derecha.
- Por lo general, los periodos se enumeran desde el 1 hasta el 7 en el lado izquierdo de la tabla.
- Cada periodo es más grande que el anterior. Esto está asociado con los niveles crecientes de energía de átomos en la tabla periódica.
1.4
Comprende los grupos adicionales de metales, semimetales y no metales. Los colores cambiarán considerablemente.
- Los metales están sombreados de un color. Sin embargo, el hidrógeno a menudo está sombreado y agrupado en los no metales. Los metales tienen brillo, por lo general, son sólidos a temperatura ambiente, conducen el calor y la electricidad, son maleables y dúctiles.
- Los no metales están sombreados juntos. Son los elementos desde el C-6 hasta el Rn-86, que incluyen el H-1 (Hidrógeno). No tienen brillo, ni conducen el calor o la electricidad ni son maleables. Por lo general, son gases a temperatura ambiente y pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
- Los semimetales o metaloides a menudo están sombreados de color morado o verde, como una combinación de los otros 2 colores. La línea es una diagonal que une los elementos desde el B-5 hasta el At-85. Tienen algunas propiedades de los metales y otras de los no metales. ^[2]
1.5
Considera que, algunas veces, los elementos también se agrupan en familias. Estos son metales alcalinos (1A), metales alcalinotérreos (2A), halógenos (7A), gases nobles (8A) y Carbonos (4A).
- La numeración puede emplear números romanos, arábigos o estándares.
Parte 2 de 4: Lee el símbolo y el nombre
2.1 Es una combinación de 1 a 2 letras que se usa de forma estándar en los distintos idiomas.
- El símbolo puede derivarse del nombre en latín del elemento o del nombre común generalmente aceptado.
- En muchos casos, el símbolo es muy parecido al nombre en español, como el Helio, cuyo símbolo es “He”. Sin embargo, no es una regla a seguir. Por ejemplo: el hierro es “Fe”. Por esta razón, la combinación símbolo y nombre a menudo se memoriza para una rápida referencia.
  2.2 Observa el nombre común. Este aparecerá justo debajo del símbolo y cambiará dependiendo del idioma en el cual se escriba la tabla periódica.
Parte 3 de 4: Lee el número atómico

3.1 Lee la tabla periódica siguiendo el número atómico en la parte superior central o la parte superior izquierda de cada casilla del elemento. Como se señaló antes, va desde la parte superior izquierda hasta la parte inferior derecha. La forma más rápida de tener una mayor información sobre el elemento es conocer su número atómico.

3.2

Comprende que el número atómico es el número de protones en el núcleo de un solo átomo del elemento.
3.3

Comprende que al agregar o quitar protones se generaría un elemento distinto.
4
Encontrar el número de protones en un átomo también significa encontrar el número de electrones. Los átomos tienen igual número de electrones y protones.
- Toma en cuenta que existe una excepción a esta regla. Si el átomo pierde o gana electrones es un ion con carga eléctrica.
- Si aparece un símbolo más (+) al costado del símbolo del elemento, indica que tiene carga positiva y si aparece un símbolo menos (-), indica que tiene carga negativa.
- Si no aparece el símbolo más (+) ni menos (-) y tu problema químico no considera iones, probablemente los protones y electrones son iguales.

Parte 4 de 4: Lee el peso atómico

4.1
Encuentra el peso atómico. Este es el número debajo del nombre común del elemento.
- Aunque pueda parecer que el peso atómico aumenta en número desde la parte superior derecha a la parte inferior izquierda, esto no se aplica para todos los casos.
4.2

Comprende que la mayoría de los elementos se enumerará con decimales. El peso atómico es el total de partículas en el núcleo; sin embargo es un peso aproximado de diferentes isótopos.
4.3
Usa el peso atómico para encontrar el número de neutrones en un solo átomo. Redondea el peso atómico al siguiente número entero, llamado el número de masa. Luego, resta el número de protones al número de masa para obtener el número de neutrones. ^[5]
- Por ejemplo, el peso atómico del hierro es 55.847, entonces su número de masa es 56. Tiene 26 protones. 56 (número de masa) menos 26 (protones) es 30. Por lo general, existen 30 neutrones en un solo átomo de hierro.
- Cambiar el número de neutrones en un átomo crea isótopos, que son versiones más pesadas o ligeras del átomo.

Propiedades químicas de los elementos de la tabla periodica

Radio atómico: está totalmente definido como la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Diferentes propiedades físicas, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. Identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Por medio del radio atómico, es posible determinar el tamaño del átomo.
Propiedades
En un grupo cualquiera, el radio atómico aumenta de arriba a abajo con la cantidad de niveles de energía. Al ser mayor el nivel de energía, el radio atómico es mayor...
En los períodos, el radio atómico aumenta de derecha a izquierda, ya que al ir hacia la izquierda, Z disminuye en una unidad al pasar de un elemento a otro, es decir hay un electrón menos en la misma capa de valencia. La carga nuclear, Z disminuye a medida que nos desplazamos hacia la izquierda.
El radio atómico puede ser covalente o metálico. La distancia entre núcleos de átomos "vecinos" en una molécula es la suma de sus radios covalentes, mientras que el radio metálico es la mitad de la distancia entre núcleos de átomos "vecinos" en cristales metálicos. Usualmente, por radio atómico se ha de entender radio covalente.

Radio iónico: es, al igual que el radio atómico, la distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo, pero haciendo referencia no al átomo, sino al ion. Éste aumenta en la tabla de izquierda a derecha por los periodos y de arriba hacia abajo en los grupos.
En el caso de los cationes, la ausencia de uno o varios electrones disminuye la fuerza eléctrica de repulsión mutua entre los electrones restantes, provocando el acercamiento de los mismos entre sí y al núcleo positivo del átomo del que resulta un radio iónico menor que el atómico.
En el caso de los aniones, el fenómeno es el contrario, el exceso de carga eléctrica negativa obliga a los electrones a alejarse unos de otros para restablecer el equilibrio de fuerzas eléctricas, de modo que el radio iónico es mayor que el atómico.

Electronegatividad: es una medida de la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente de un grupo funcional) para atraer a los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.
En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:

Covalente no polar: Su escala de medición es de 0.0-0.6
Covalente polar: su escala de medición es de 0.6-1.7
Iónico: Su escala de medición es de 1.8 en adelante.

Grupo (Vertical)

Período (Horizontal)

H
2,20

Li
0,98

Be
1,57

B
2,04

C
2,55

N
3,04

O
3,44

F
3,98

Na
0,93

Mg
1,31

Al
1,61

Si
1,90

P
2,19

S
2,57

Cl
3,16

K
0,82

Ca
1,0

Sc
1,36

Ti
1,54

V
1,63

Cr
1,66

Mn
1,55

Fe
1,83

Co
1,88

Ni
1,91

Cu
1,90

Zn
1,65

Ga
1,81

Ge
2,01

As
2,18

Se
2,55

Br
2,96

Kr
3,00

Rb
0,82

Sr
0,95

Y
1,22

Zr
1,33

Nb
1,6

Mo
2,16

Tc
1,9

Ru
2,2

Rh
2,28

Pd
2,20

Ag
1,93

Cd
1,69

In
1,78

Sn
1,8

Sb
2,05

Te
2,1

I
2,66

Xe
2,60

Cs
0,79

Ba
0,89

Hf
1,3

Ta
1,5

W
2,36

Re
1,9

Os
2,2

Ir
2,2

Pt
2,28

Au
2,54

Hg
2,00

Tl
1,62

Pb
2,33

Bi
2,02

Po
2,0

At
2,2

Rn
2,2

Fr
0,7

Ra
0,9

Uut

Uup

Uus

Uuo

Lantánidos

La
1,1

Ce
1,12

Pr
1,13

Nd
1,14

Pm
1,13

Sm
1,17

Eu
1,2

Gd
1,2

Tb
1,1

Dy
1,22

Ho
1,23

Er
1,24

Tm
1,25

Yb
1,1

Lu
1,27

Actínidos

Ac
1,1

Th
1,3

Pa
1,5

U
1,38

Np
1,36

Pu
1,28

Am
1,13

Cm
1,28

Bk
1,3

Cf
1,3

Es
1,3

Fm
1,3

Md
1,3

No
1,3

Lr
1,3

Afinidad electrónica (AE) o electroafinidad: se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (en su menor nivel de energía) captura un electrón y forma un ion mononegativo.

Grupo

Periodo

H
-73

He
21

Li
-60

Be
19

B
-27

C
-122

N
7

O
-141

F
-328

Ne
29

Na
-53

Mg
19

Al
-43

Si
-134

P
-72

S
-200

Cl
-349

Ar
35

K
-48

Ca
10

Sc
-18

Ti
-8

V
-51

Cr
-64

Fe
-16

Co
-64

Ni
-112

Cu
-118

Zn
47

Ga
-29

Ge
-116

As
-78

Se
-195

Br
-325

Kr
39

Rb
-47

Y
-30

Zr
-41

Nb
-86

Mo
-72

Tc
-53

Ru
-101

Rh
-110

Pd
-54

Ag
-126

Cd
32

In
-29

Sn
-116

Sb
-103

Te
-190

I
-295

Xe
41

Cs
-45

Ta
-31

W
-79

Re
-14

Os
-106

Ir
-151

Pt
-205

Au
-223

Hg
61

Tl
-20

Pb
-35

Bi
-91

Po
-183

At
-270

Rn
41

Fr
-44

Uut

Uup

Uus

Uuo

Tabla periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol

Energía de ionización, potencial de ionización o E_I : es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado de gas.¹

Grupo

Periodo

H
1312

He
2372,3

Li
520,2

Be
899,5

B
800,6

C
1086,5

N
1402,3

O
1313,9

F
1681

Ne
2080,7

Na
495,8

Mg
737,7

Al
577,5

Si
786,5

P
1011,8

S
999,6

Cl
1251,2

Ar
1520,6

K
418,8

Ca
589,8

Sc
633,1

Ti
658,8

V
650,9

Cr
652,9

Mn
717,3

Fe
762,5

Co
760,4

Ni
737,1

Cu
745,5

Zn
906,4

Ga
578,8

Ge
762

As
947

Se
941

Br
1139,9

Kr
1350,8

Rb
403

Sr
549,5

Y
600

Zr
640,1

Nb
652,1

Mo
684,3

Tc
702

Ru
710,2

Rh
719,7

Pd
804,4

Ag
731

Cd
867,8

In
558,3

Sn
708,6

Sb
834

Te
869,3

I
1008,4

Xe
1170,4

Cs
375,7

Ba
502,9

La
523,5

Hf
658,5

Ta
761

W
770

Re
760

Os
840

Ir
880

Pt
870

Au
890,1

Hg
1007.1

Tl
589,4

Pb
715,6

Bi
703

Po
812,1

At
920

Rn
1037

Fr
380

Ra
509,3

Tabla periódica del primer potencial de ionización, en kJ/mol

Configuración electrónica

En física y química, la configuración electrónica indica la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cuál las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas.¹ ² La configuración electrónica es importante porque determina las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto su posición en la tabla periódica.

Como ya se ha mencionado, los electrones del átomo giran en torno al núcleo en unas órbitas determinadas por los números cuánticos.

n. El número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.

El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste(desde 0 hasta n-1). Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a una órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 3, l tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.

El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta l, pasando por el valor 0. Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2. Si el número cuántico azimutal es 1, existen tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que si es 0, sólo hay una posible orientación espacial, correspondiente al valor de m 0.

n	l	m	orbital
1	0	0	(1,0,0)

2	0	0	(2,0,0)
	1	-1	(2,1,-1)
		0	(2,1,0)
		1	(2,1,1)

3	0	0	(3,0,0)
	1	-1	(3,1,-1)
		0	(3,1,0)
		1	(3,1,1)
	2	-2	(3,2,-2)
		-1	(3,2,-1)
		0	(3,2,0)
		1	(3,2,1)
		2	(3,2,2)

El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital. Según el número cuántico azimutal (l), el orbital recibe un nombre distinto. cuando l = 0, se llama orbital s; si vale 1, se denomina orbital p, cuando 2 d, si su valor es 3, se denomina orbital f, si 4 g, y así sucesivamente. Pero no todas las capa tienen el mismo número de orbitales, el número de orbitales depende de la capa y, por tanto, del número cuántico n. Así, en la capa K, como n = 1, l sólo puede tomar el valor 0 (desde 0 hasta n-1, que es 0) y m también valdrá 0 (su valor varía desde -l hasta l, que en este caso valen ambos 0), así que sólo hay un orbital s, de valores de números cuánticos (1,0,0). En la capa M, en la que n toma el valor 3. El valor de l puede ser 0, 1 y 2. En el primer caso (l = 0), m tomará el valor 0, habrá un orbital s; en el segundo caso (l = 1), m podrá tomar los valores -1, 0 y 1 y existirán 3 orbitales p; en el caso final (l = 2) m tomará los valores -2, -1, 0, 1 y 2, por lo que hay 5 orbitales d. En general, habrá en cada capa n² orbitales, el primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f, etc.

s.
Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.

Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n² electrones (dos en cada orbital).

Llenado de orbitales:

Aunque en un átomo existen infinitos orbitales (el valor de n no está limitado), no se llenan todos con electrones, estos sólo ocupan los orbitales (dos electrones por orbital, a lo sumo) con menor energía, energía que puede conocerse, aproximadamente, por la regla de Auf-Bau, regla nemotécnica que permite determinar el orden de llenado de los orbitales de la mayoría de los átomos. Según esta regla, siguiendo las diagonales de la tabla de la dercha, de arriba abajo, se obtiene el orden de energía de los orbitales y su orden, consecuentemente, su orden de llenado.

	s	p	d	f
1	s
2	s	p
3	s	p	d
4	s	p	d	f
5	s	p	d	f
6	s	p	d
7	s	p

Como en cada capa hay 1 orbital s, en la primera columna se podrán colocar 2 electrones. Al existir 3 orbitales p, en la segunda columna pueden colocarse hasta 6 electrones (dos por orbital). Como hay 5 orbitales d, en la tercera columna se colocan un máximo de 10 electrones y en la última columna, al haber 7 orbitales f, caben 14 electrones.

El orden de los elementos en la tabla periódica se corresponde con su configuración electrónica, esto es, con el orden y lugar de los electrones en sus orbitales.

Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones. Por la regla de Auf-Bau, el orden de energía de los orbitales es el indicado en la tabla anterior: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. Como hay 1 orbital s, cabrán en cada capa dos electrones. Como hay 3 orbitales p, en cada capa cabrán 6 electrones, 10 electrones en los orbitales d de cada capa, y 14 en los orbitales f.

Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata:

1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹

Donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.

El proceso de construcción Aufbau

Al irse llenando con electrones los orbitales atómicos de abajo hacia arriba, el llenado se va efectuando de acuerdo con la regla de Hund, obteniéndose de este modo las configuraciones electrónicas para los elementos de la tabla periódica:

El proceso metódico de llenado de capas y subcapas, conocido en la literatura técnica como Aufbau (que significa “construcción”, del alemán Aufbauprinzip que se traduce como “principio de construcción”) y concebido por Niels Bohr, es mejor memorizado con un ordenamiento como el siguiente conocido como la regla del serrucho por la forma en la cual se efectúa el recorrido:

La “maqueta” para llevar a cabo la regla del serrucho se construye ordenando numéricamente de arriba hacia abajo las líneas horizontales que representan los mismos niveles de energía que dan a su vez el número cuántico principal, esto es:

1 ...
2 ...
3 ...
4 ...
5 ...
6 ...
7 ...

A continuación, se van escribiendo a lo largo de cada línea en forma ordenada los símbolos que corresponden a las subcapas (s, p, d, f, etc.) precedidos del número cuántico principal que los agrupa.

El proceso gradual de llenado de orbitales atómicos para los primeros elementos de la Tabla Periódica se muestra a continuación:

miércoles, 23 de septiembre de 2015