1.5.4 Configuración electrónica de los ementos y su ubicación en la clasificación periódica
La forma como están distribuidos los electrones de un átomo entre los distintos orbitales atómicos se denomina configuración electrónica
La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de Hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.
Se puede llenar fácilmente la configuración electrónica de la mayor parte de los átomos de los elementos, siempre que se consideren las reglas siguientes:
La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de Hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.
Se puede llenar fácilmente la configuración electrónica de la mayor parte de los átomos de los elementos, siempre que se consideren las reglas siguientes:
- Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).
- Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).
- No se iniciará el llenado de un nuevo subnivel hasta que el subnivel energético anterior, de menor energía, se haya llenado completamente.
- Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).
Este cuadro se ajusta estrictamente a la descripción hecha siguiendo el “principio de Aufbau”,
Este comportamiento no contradice aquello de que se llena primero el nivel de menor energía, luego el de mayor energía. Lo que aquí sucede es que hay superposición energética de niveles pues, por ejemplo, el subnivel 4s tiene menos energía que el 3d.
Tanto n como l contribuyen a la energía del subnivel, de modo que si el valor de l es suficientemente grande, la energía asociada al subnivel puede ser mayor que la correspondiente a otro subnivel, aunque este último posea un valor mayor de n. Sumando los valores numéricos de n y de l se puede determinar el orden de llenado.
4s se llena primero que 5d porque:
4s = 4 + 0 = 4 y 3d = 3 + 2 = 5
Sí esta suma fuera igual, regiría el menor valor de n.
Así, 4p se llena primero antes que 5s aunque la suma de los valores es igual.
4p = 4 + 1 = 5 y 5s = 5 + 0 = 5
Las dos excepciones a la regla anterior son 5d y 6d
Para encontrar la configuración electrónica se usa el mismo procedimiento anterior incluyendo esta vez el número máximo de electrones para cada orbital.
También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de Litio como:
1s22s1
Esta es la llamada notación convencional:
Este comportamiento no contradice aquello de que se llena primero el nivel de menor energía, luego el de mayor energía. Lo que aquí sucede es que hay superposición energética de niveles pues, por ejemplo, el subnivel 4s tiene menos energía que el 3d.
Tanto n como l contribuyen a la energía del subnivel, de modo que si el valor de l es suficientemente grande, la energía asociada al subnivel puede ser mayor que la correspondiente a otro subnivel, aunque este último posea un valor mayor de n. Sumando los valores numéricos de n y de l se puede determinar el orden de llenado.
4s se llena primero que 5d porque:
4s = 4 + 0 = 4 y 3d = 3 + 2 = 5
Sí esta suma fuera igual, regiría el menor valor de n.
Así, 4p se llena primero antes que 5s aunque la suma de los valores es igual.
4p = 4 + 1 = 5 y 5s = 5 + 0 = 5
Las dos excepciones a la regla anterior son 5d y 6d
Para encontrar la configuración electrónica se usa el mismo procedimiento anterior incluyendo esta vez el número máximo de electrones para cada orbital.
También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de Litio como:
1s22s1
Esta es la llamada notación convencional:
Finalmente la Configuración queda de la siguiente manera:
Ejemplo:
Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto s. El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:
La flecha indica el valor del cuarto número cuántico.
Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s está desapareado.
Las propiedades magnéticas de una sustancia pueden revelar cierta información sobre el arreglo de los e- en un átomo o molécula. Como 1e- en un átomo actúa como un pequeño magneto, las atracciones magnéticas entre 2e- que tienen giros opuestos se cancelan una con la otra y como resultado un átomo que tiene todos los orbitales ocupados con los 2e- no tiene giro magnético neto. Sin embargo, un átomo en el cual hay e- sin parear exhibe un giro magnético neto, diferente de cero. Las propiedades magnéticas de un átomo se pueden observar, y de acuerdo a esto las sustancias se clasifican en:
La flecha indica el valor del cuarto número cuántico.
Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s está desapareado.
Propiedades magnéticas de los átomos
Las propiedades magnéticas de una sustancia pueden revelar cierta información sobre el arreglo de los e- en un átomo o molécula. Como 1e- en un átomo actúa como un pequeño magneto, las atracciones magnéticas entre 2e- que tienen giros opuestos se cancelan una con la otra y como resultado un átomo que tiene todos los orbitales ocupados con los 2e- no tiene giro magnético neto. Sin embargo, un átomo en el cual hay e- sin parear exhibe un giro magnético neto, diferente de cero. Las propiedades magnéticas de un átomo se pueden observar, y de acuerdo a esto las sustancias se clasifican en:
- Paramagnéticas: Son sustancias débilmente atraídas por un campo magnético y esta atracción generalmente es el resultado de e- sin parar.
- Diamagnéticas: son sustancias que tienen todos los e- pareados y por lo tanto no son atraídas por un campo magnético.
Configuración Electrónica y la Tabla Periódica
En 1869 el químico ruso Dimitri Mendeleev propuso una tabulación más amplia de los elementos basada en la recurrencia periódica y regular de las propiedades. Este segundo intento de sistema periódico hizo posible la predicción de las propiedades de varios elementos que aún no habían sido descubiertos. Por ejemplo, Mendeleev propuso la existencia de un elemento desconocido que llamó eka–aluminio, cuya ubicación debiera ser inmediatamente bajo el aluminio. Cuando el galio fue descubierto cuatro años más tarde, se encontró que las propiedades predichas para el eka– aluminio coincidían notablemente con las observadas en el galio.
En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Enunció la "ley periódica": "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".
A partir de entonces la clasificación periódica de los elementos siguió ese criterio, pues en los átomos neutros el número de protones es igual al de electrones y existe una relación directa entre el último orbital ocupado por un e- de un átomo (configuración electrónica) y su posición en la tabla periódica.
Actualmente la tabla está ordenada en:
Periodos.- un periodo es cada fila de la tabla. Actualmente hay siete filas horizontales que indican el último nivel enérgico que tiene un elemento.
Grupos.- Son cada una de las columnas de la tabla. Las 18 columnas (filas verticales) indican el número de electrones en la última capa.
Los elementos del mismo grupo tienen el mismo número de electrones en su capa más externa:
Clasificación periódica
De acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado, los elementos se pueden dividir en categorías:
De acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado, los elementos se pueden dividir en categorías:
- Elementos representativos,
- Gases nobles,
- Elementos de transición (o metales de transición),
- Lantánidos y
- Actínidos.
Los elementos representativos son los elementos de los grupos 1A hasta 7A, todos los cuales tienen incompletos los subniveles s ó p del máximo número cuántico principal.
Con excepción del He, los gases nobles que conforman el grupo 8A tienen el mismo subnivel p completo.
Los metales de transición son los elementos 1B y del 3B hasta el 8B, los cuales tienen capas d incompletas, o fácilmente forman cationes con subniveles d incompletos.
Los elementos del grupo 2B son Zn, Cd, y Hg, que no son representativos ni metales de transición.
A los lantánidos y actínidos se les llama también elementos de transición interna del bloque f porque tienen subniveles f incompletos.
Se clasifica en cuatro bloques:
- Bloque “s”: A la izquierda de la tabla, formado por los grupos 1 y 2.
- Bloque “p”: A la derecha de la tabla, formado por los grupos 13 al 18.
- Bloque “d”: En el centro de la tabla, formado por los grupos 3 al 12.
- Bloque “f”: En la parte inferior de la tabla.
La tabla periódica está estructurada de manera que todos los átomos de una columna tienen los mismos electrones de valencia.
Así los metales alcalinos de la primera columna todos tienen un electrón de valencia en un orbital s, ó el grupo de los halógenos que tienen 7 electrones de valencia: dos en el orbital s y 5 en los tres orbitales p. Si agrupamos las columnas en función del último tipo de orbital que se ha llenado tendremos:
- A la izquierda, en lila, están los metales alcalinos y alcalinotérreos, donde se están llenando los orbitales s.
- A la izquierda, en lila, están los metales alcalinos y alcalinotérreos, donde se están llenando los orbitales s.
- A mano derecha, en verde, están los grupos del 13 al 18, en los cuales se están llenando los orbitales p.
- En la mitad de la tabla periódica, en color amarillo, están los metales de transición, en los cuales se están llenando los orbitales d.
- Debajo de los metales de transición están las dos filas de elementos en los cuales se están llenando los orbitales f; los lantánidos y los actínidos.
Localización de los elementos
1º periodo (línea 1): el primer nivel de energía consta de un solo orbital atómico, 1s. Éste puede contener como máximo dos electrones.
El hidrógeno tiene un solo electrón.
El helio, un gas noble, tiene el primer nivel de energía lleno. Este es tan estable que se sabe que no participa en ninguna reacción química.
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