En la teoría de Schrödinger se desarrolla el concepto moderno de “orbital”, que se deriva del concepto de órbita, y que podría ser definido como una región del espacio donde es probable encontrar un electrón. Las configuraciones electrónicas especifican cómo se distribuyen los electrones del átomo en sus niveles y subniveles de energía, y ellas nos informan acerca de las propiedades químicas de los elementos: la dificultad con que captan o ceden electrones, o sea, el tipo de iones que forman, cuán fácil es ionizar el átomo, etc. 

En la figura se ilustran los orbitales s y p para el átomo de hidrógeno. Debes notar que los orbitales están representados en un sistema de ejes x, y, z mutuamente perpendiculares, o ejes cartesianos. En el origen de este sistema x=0, y=0, z=0 se sitúa imaginariamente el núcleo (3).

Los niveles de energía (n)  se representan con los números 1, 2, 3, 4., donde el nivel de menor energía es el 1. Los subniveles se designan con las letras s, p, d, f...
Cada nivel de energía tiene una capacidad limitada de ocupación por electrones que se calcula con la formula 2n²:

El nivel 1 solamente admite dos electrones que corresponden a la configuración 1s², del gas noble helio. El nivel 2 puede ser ocupado por un total de 8 electrones. El nivel 2 consta de un subnivel “s” y tres subniveles “p”, p_x, p_y y p_z, y se encuentra completo en el gas noble neón, siendo la configuración externa 2s²  2p_x² 2p_y²2p_z² o simplemente 2s²  2p6  

En la tabla se señala la designación de los 4 primeros niveles o capas, los subniveles que cada uno de ellos contiene, el máximo número de ocupación electrónica y el número total de electrones en la capa. 

La “configuración electrónica”, es decir, la distribución de los electrones en los orbitales de los distintos niveles, se basa en tres principios:

1. Principio de Mínima Energía.
2. Principio de Exclusión de Pauli.
3. Principio de Máxima Multiplicidad de Hund.

Según el “Principio de mínima energía”, las configuraciones electrónicas de los elementos se obtienen por ocupación sucesiva de los niveles desde el primer nivel de menor energía (1s). A medida que los niveles se llenan, se van ocupando los niveles superiores. El orden de energía creciente puede ser recordado mediante e siguiente esquema: 

Un máximo de dos electrones puede ocupar uno de los subniveles u orbitales, pero deben diferir en la propiedad conocida con el nombre de espín. Esto es el “Principio de exclusión de Pauli” (4): en cada orbital puede haber un máximo de dos electrones y deben tener espín diferente.

Por otra parte, los subniveles s, p, d y f pueden ser ocupados hasta por un total de 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente, pero cuando los subniveles están parcialmente llenos, los electrones se distribuyen de manera que presentan el máximo número de espines con el mismo valor o, como se dice en el lenguaje común, sus espines deben ser paralelos. Esto corresponde al “Principio de máxima multiplicidad de Hund”, que también puede enunciarse así: para orbitales de igual energía pero diferente orientación espacial, primero deben semicompletarse con electrones del mismo espín, para luego completarse con electrones de espín contrario.

A modo de ejemplo, si queremos representar la configuración electrónica del átomo de nitrógeno, que tiene un total de 7 electrones, se deben asignar dos electrones al subnivel “s” del nivel 1, esto es, 1s², con lo que el nivel 1 queda completo. ¿Cómo se ubican los 5 electrones restantes?

Según el principio de Exclusión de Pauli cada orbital 2s, 2p_x, 2p_y y 2p_z puede contener como máximo dos electrones de espín opuesto. Una vez que se ha llenado el orbital 2s se prosigue con los orbitales 2p, que poseen una energía ligeramente superior. ¿Cuál de los ordenamientos de la figura corresponde al de menor energía para el átomo de N? 

Solamente el primer ordenamiento es el que adopta el átomo N en su estado de mínima energía o estado fundamental; los otros ordenamientos tienen mayor energía. Hay que notar, sin embargo, que las configuraciones mostradas aquí no agotan todas las posibilidades y, de igual modo, por ejemplo, se puede escribir una configuración de mínima energía totalmente equivalente a la primera, pero con las tres flechas, que representan los espines, hacia abajo.

Ejercicio:

Escribe las configuraciones electrónicas del B (Z=5) y del C (Z=6).

Finalmente, resulta muy útil representar alrededor de los símbolos de los elementos los electrones externos o de valencia, que son los que determinan sus propiedades químicas (5). Estas representaciones son llamadas estructuras de Lewis.

En la notación de Lewis para representar un átomo escribimos el símbolo del elemento y lo rodeamos de tantos puntos o cruces como electrones de valencia tenga.

Por ejemplo:

  ₁₁ Na =  1s²2s2²p⁶3s¹         1ē  de valencia, en el nivel mas externo   
                                           
Símbolo de Lewis             Na ∙
                                            

16S  =  1s² 2s²2p⁶3s²3p⁴                               6 ē de valencia, en el nivel mas externo    
                                                                          
                                            ∙∙
Símbolo de Lewis            ∙  S ∙
                                            ..

La configuración del He, 1s², y la del Ne, 1s² 2s² 2p⁶, son particularmente estables. Estos elementos son muy poco reactivos y son denominados gases nobles. A ellos se asocian las reglas del dueto y del octeto electrónico. El H forma uniones con otros elementos, completando la configuración estable del He, mientras que la regla del octeto es aplicable a las moléculas e iones formados por los elementos no metálicos del segundo período (C al F).

El siguiente esquema representa las estructuras de Lewis de los elementos del primero y segundo período (la numeración del grupo experimenta un salto, ya que a partir del 4º período, se intercalan en la tabla periódica 10 elementos, llamados elementos de transición). 

Ejercicio:

Escribe la estructura de Lewis para los iones N^3-, O^2- y F^-, sabiendo que las configuraciones electrónicas de los átomos son las siguientes:

₇N = 1s² 2s² 2px¹ 2py¹ 2pz¹
₈O = 1s² 2s² 2px² 2py¹ 2pz¹
₉F = 1s² 2s² 2px² 2py² 2pz¹

Números  cuánticos

La distribución actual que se hace de los electrones en el átomo es en forma probabilística y se basa en los resultados proporcionados por la “mecánica cuántica” la cual se puede expresar de la siguiente forma:

Los electrones están distribuidos en niveles que  poseen una determinada cantidad de energía.
Cada nivel energético posee regiones del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar electrones.
La distribución de los electrones en los diferentes niveles energéticos o más específicamente en los diferentes orbitales, está basada en cuatro números que reciben el nombre de números cuánticos y en los principios antes mencionados que son, el principio de exclusión de Pauli, mínima energía  y de máxima multiplicidad.

Los números cuánticos se refieren a una propiedad del electrón y estos son:

Número cuántico principal.......”n”
Número cuántico secundario...” l “
Número cuántico magnético....”m”
Número cuántico de Spin........”s”

1er número cuántico o número cuántico principal
Indica los niveles de energía (n), además de tomar los valores de 1, 2,3 ,4 etc.  también se simbolizan con las letras mayúsculas K, L, M, N, O, P, Q. Cuanto mayor sea este número cuántico, más alejado se encuentra el electrón respecto al núcleo por consiguiente mayor es el volumen del átomo.

2do número cuántico o secundario
Se designa con la letra ele (l), determina la forma del orbital.  Por razones históricas se asocian  sus valores a las letras s, p, d, f.

l = 0 (orbital s), l = 1 (orbital p), l = 2 (orbital d) y  l = 3 (orbital f)

3er número cuántico o número cuántico magnético
Se designa con la letra m, determina la orientación del orbital.  Sus valores están determinados por l (ele) tomando m los valores desde  -l hasta  +l

 Ejemplo: Si   l =  1 m = -1, 0, +1
    
                    l =  2 m = -2, -1, 0, +1, +2.

4to número cuántico, spin (giro)
Se designa con la letra s, nos dice el sentido del giro con respecto al eje, este número puede tomar sólo dos valores  -1/2  ó  +1/2 así si el electrón esta desapareado es +1/2 y si el electrón se encuentra apareado es
 -1/2.

¿Cómo se calculan  los números cuánticos?

Para tal efecto escogemos en la mayoría de los casos, el último electrón que se escribe en la configuración electrónica del elemento. Aunque también se puede determinar los números cuánticos de cualquier electrón de cualquier nivel energético.

Ejemplo: Para el ₁₃Al, calcular los números cuánticos del último electrón
Para mayor  aclaración, se acostumbra escribir la configuración electrónica, usando el gas noble anterior al elemento, es decir, el  más cercano y de menor Z al elemento, esto es

₁₃Al  =  [₁₀Ne]  3s²  3p¹   o   (px¹).    El último electrón se encuentra en el nivel 3p¹

Recordemos que todas las configuraciones electrónicas están escritas de la forma nl^x  
 x es el número de electrones,
 n es el número cuántico principal
l el numero cuántico secundario
 
Por lo tanto,  los valores de los números cuánticos serán para 3p¹:
 
n = 3
l = 1           →        l=1 para p
m = -1        →   m puede tomar los valores -1, 0,+1, pero el último electrón se ubica en   -1 o  px
s = +1/2     → el electrón esta desapareado.

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

El sistema, tabla o cuadro periódico de los elementos, que en adelante designaremos simplemente “SP”, probablemente ya lo has visto en muchos salones de clase o en laboratorios de investigación y, quizás, te habrás preguntado acerca de su utilidad.

El SP es muy útil, pues resume de manera organizada y sistemática una enorme cantidad de información: propiedades físicas y químicas de los elementos y su estructura electrónica. Esta información permite estimar las propiedades de los compuestos y predecir las reacciones que ocurrirán entre los elementos.

La utilidad del sistema periódico es enorme y podría sorprender que los científicos no ordenaran antes los elementos en un cuadro habiendo transcurrido muchos años para que ello ocurriera. Sin embargo, hay muchas razones para que esto fuera así. Las principales son las siguientes:

• La química es, como ciencia, una disciplina relativamente nueva. Recién a comienzos del siglo XIX, John Dalton inventó símbolos para los elementos químicos y los ordenó en una tabla, que no tiene demasiada relación con el SP actual.
• Los gases nobles, que se ubican en el último grupo de la derecha del SP, poseen gran importancia desde el punto de vista químico, dada su gran estabilidad química. Fueron descubiertos recién a fines del siglo XIX por Ramsay.
• En la Antigüedad se conocían solo 7 elementos: hierro, cobre, plata, oro, plomo, estaño y mercurio. Los demás elementos fueron descubiertos en el curso del tiempo. Es así como actualmente se conocen más de 110 elementos, muchos de los cuales no se encuentran en la naturaleza y son preparados artificialmente.
• La ubicación de los elementos en el SP se relaciona con el número atómico, concepto que es relativamente reciente, ya que supone el conocimiento de la estructura básica del átomo: protones y electrones en la envoltura. Esto se ubica, cronológicamente, a comienzos del siglo XX.

Es comprensible, entonces, que la concepción del SP haya sido producto del estudio detenido de mucha información y del conocimiento del comportamiento físico y químico de elementos y compuestos. Esto permitió, por ejemplo, que con ayuda del SP fuera predicha, con bastante exactitud, la existencia de elementos que eran desconocidos junto a sus propiedades y las de varios de sus compuestos. Así queda de manifiesto, mejor que cualquier argumento, la utilidad del SP.

Recordemos que Dalton fue probablemente el primero que estimuló el estudio sistemático de las propiedades de los elementos y de los compuestos al postular su teoría atómica (1802-1803). En ella planteó el tema sobre la eventual existencia de pequeñas unidades o átomos.

Uno de los primeros intentos de ordenar los elementos de acuerdo a sus propiedades fue realizado por Döbereiner en 1817, quien advirtió sobre la presencia de grupos de 3 elementos con masas atómicas similares, siendo la masa atómica del elemento del medio la media aritmética de las masas atómicas de los otros dos, que tenían propiedades semejantes. Por eso se habla e las tríadas de Döbereiner.

Así, hierro, cobalto y níquel tienen masas atómicas y propiedades químicas similares. Por otra parte, en la serie de los elementos halógenos (cloro, bromo y yodo), la masa atómica del bromo es aproximadamente la media aritmética de las masas atómicas del cloro y yodo.

Pero ¿qué es la masa atómica (6)?

La “masa atómica” es simplemente la masa promedio de un átomo, considerando que está constituido por varios isótopos que en la naturaleza se encuentran en cierta proporción fija. Generalmente la masa atómica se expresa como un número, sin dimensión física, pero se debe entender que siempre está expresada en unidades de masa atómica o uma. Una uma es 1/12 de la masa de un átomo del isótopo 12 del carbono, ¹²₆C.

La masa atómica de un elemento se puede determinar por el promedio ponderado de los porcentajes de existencia en la naturaleza y de las masas isotópicas de los distintos isótopos del elemento.

                                           %I1 × A1 + %I2 × A2 + ......%In  x An
Masa atómica promedio =   ------------------------------------------------
                                                                100

 %I =   % del isótopo en la naturaleza
 A =   Nº másico. 

Ejemplo,  el Hidrogeno es una mezcla de:

 99,985% de H con A = 1
 0,0150% de H con A = 2
 0,00013% de H con A = 3. 

Determinar la masa atómica promedio del H.

                                         99,985% × 1  +   0,0150%  × 2+   0,00013% × 3
Masa atómica promedio = --------------------------------------------------------
                                                                         100

  Masa atómico promedio H = 1,0001 uma

Ejercicio:

Averigua en qué difieren los conceptos de masa atómica y número másico.

Continuando con el ordenamiento de los elementos, están las contribuciones de Chancourtois (“espiral telúrica”) y Newlands (“ley de las octavas”). Posteriormente, el ruso Dmitri Ivanovich Mendeleev y el alemán Lothar Meyer publican sus trabajos en 1869 y 1870, respectivamente. Esta nueva sistematización propone que, cuando los elementos se ordenan en una tabla según sus masas atómicas, aparecen grupos de elementos con características comunes.

Lo más notable es que Mendeleev predijo las propiedades de elementos que eran desconocidos en esa época, para los que dejó espacios vacíos en la tabla. Uno de esos elementos, llamado entonces “ekasilicio”, que corresponde al germanio, Ge, fue descubierto 15 años más tarde. A continuación se comparan algunas de las propiedades predichas por Mendeleev para el “ekasilicio” y las encontradas posteriormente para el Ge: 

Además, Mendeleev predijo las propiedades de compuestos desconocidos: del tetracloruro, XCl₄, y de un compuesto metalorgánico, X(C₂H₅) ₄.

Bastante más tarde, en 1913-1914, y próximo al momento en que Bohr propuso su modelo atómico, Moseley dio cuenta de un par de alteraciones de orden, que aparecían ya en el sistema periódico de Mendeleev y determinó, mediante una nueva técnica experimental, el actual ordenamiento de los elementos. El sistema periódico se ordena, desde entonces, según números atómicos (Z) crecientes en lugar de las masas atómicas.

Se habla de “propiedades periódicas”. Pero, ¿qué es una propiedad periódica? Conocemos fenómenos naturales que se repiten periódicamente: el día y la noche, las estaciones del año, las olas del mar, las mareas, los ciclos de la luna, los ciclos menstruales en la mujer, etc. Decimos que esos son fenómenos periódicos porque vuelven a suceder a intervalos regulares de tiempo. Si dibujamos un eje “tiempo” y marcamos cuándo ocurre el fenómeno, la idea de periodicidad quedará clara.

En el SP hablamos de propiedades que son periódicas en relación con el número atómico. Por ejemplo, si se puede comprobar que todos los elementos que encabezan cada periodo (H (7), Li, Na, K, Rb, Cs y Fr) tienen una configuración electrónica del tipo [gas noble] ns¹, donde n es el número del nivel en que se encuentra el electrón.

En el caso de los metales alcalinos (grupo 1 o IA) es la siguiente:

Li  [He] 2s¹
Na [Ne] 3s¹
K   [Ar] 4s¹
Rb [Kr] 5s¹
Cs [Xe] 6s¹

Hemos omitido el elemento francio, por cuanto es de corta vida, radiactivo, y se encuentra en la naturaleza en muy pequeñas cantidades.

Observemos que los átomos de estos elementos, por cesión de un electrón, adquieren la configuración electrónica estable del gas noble precedente. Es decir,

Li⁺   [He]
Na⁺ [Ne]
K⁺   [Ar]
Rb⁺ [Kr]
Cs⁺ [Xe]

Esto nos lleva a considerar como una propiedad periódica la energía de ionización, llamada también potencial de ionización.

Los elementos del grupo 2 o IIA, tienen una configuración electrónica del tipo “ns²” y corresponden al grupo denominado de los metales alcalino-térreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra). Cada uno de los átomos de los elementos tiene facilidad para formar cationes divalentes a través de la pérdida de dos electrones por parte del átomo.

Energía de ionización (P.I.)

La energía de ionización o potencial de ionización es la energía mínima necesaria para que un átomo gaseoso en su estado fundamental o de menor energía ceda un electrón y obtenga un ión positivo gaseoso en su estado fundamental. Para el sodio este proceso lo representamos así:

Na (g) + energía  Na⁺ (g) + e^-

La siguiente tabla entrega algunos valores de energías de ionización. Compárese, por ejemplo, los valores de las energías de ionización de los alcalinos con los de los halógenos F y Cl, los gases nobles He, Ne y los metales Fe y Cu. Las energías de ionización están dadas en unidades de electrón volt (eV). Un eV corresponde a la energía que adquiere un electrón cuando es acelerado con un potencial eléctrico de 1 V. Se utilizan también otras unidades de energía, pero el eV es de uso muy corriente. 

Referencia: http://www.science.co.il/PTelements.asp?s=Name

Radio atómico

El tamaño de un átomo “X” no se puede medir con precisión, pero sí la distancia que hay entre los núcleos de dos átomos vecinos (distancia interatómica) y la existente entre los núcleos de dos átomos en una molécula X₂ (longitud de enlace). La mitad de la distancia interatómica se define como “radio atómico”, y la mitad de la longitud de enlace se define como “radio covalente”.

El gráfico muestra los radios atómicos de los elementos. 

Vemos que el radio atómico aumenta y disminuye de una manera regular, es decir, se trata de una propiedad periódica. Hay que señalar que los máximos de la curva están ocupados por los elementos alcalinos, Li, Na, K, Rb y Cs. ¿Cómo se explica esta regularidad?

Al descender en un grupo, aumenta el número atómico y también el número de niveles con electrones, y por tanto, el radio aumenta. Al aumentar Z dentro del período, se incrementa la carga nuclear y, por lo tanto, la atracción sobre los electrones, de modo que el tamaño disminuye hasta los halógenos (F, Cl, Br, I). Una vez completado el nivel, se alcanza la configuración de un gas noble, que tiene un radio mayor que el halógeno y no forma una molécula. Un fenómeno importante es el llamado efecto pantalla, en el que la fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones más externos se debilita por acción de los electrones más internos, que generan un efecto de apantallamiento.

Afinidad electrónica (o electroafinidad) (E.A.)

Un átomo puede captar un electrón y formar un átomo cargado negativamente denominado anión. Para el flúor el proceso se puede describir así:

F (g) + e^-    F^- (g) + energía

La electroafinidad se define entonces, como el cambio de energía que ocurre cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón  para formar un anión

La Electronegatividad (E.N)

Es la tendencia que manifiesta un átomo para atraer electrones y formar un enlace químico.

Se ha determinado que los elementos que poseen mayor E.N. que el H son los elementos no metálicos, y los elementos que poseen menor E.N. que el H son los elementos metálicos.

Con ayuda del siguiente mapa conceptual puedes comprender mejor el sistema periódico.