Tabla Periodica

Tabla periódica, configuración electrónica y propiedades periódicas

El Átomo

El primero en hablar sobre las partículas más diminutas que constituyen la materia, fue Demócrito (460 – 370 a.C.), luego de cientos de años, John Dalton retomó la idea del átomo, realizando una teoría la cual goza de aciertos y errores, pero siendo esta un gran adelanto. Posteriormente, Thompson, descubrió el electrón, Rutherford el protón y James Chadwick el neutrón.

Estructura Básica del Átomo

El átomo, para Thompson consistía en un núcleo con los electrones insertados a su alrededor, tal como un budín de pasas. Para Rutherford, comprendía un sistema planetario con los electrones siguiendo orbitas alrededor del núcleo. Hoy en día, el átomo esta constituido principalmente por el núcleo, el cual posee protones (carga positiva) y neutrones (sin carga), alrededor de este núcleo se disponen los electrones (carga negativa) los cuales están moviéndose interminablemente y en forma caótica, generando una nube difusa.

Configuración Electrónica

Los cuatro números cuánticos (n, l, m, s) permiten identificar completamente un electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. Si analizamos el átomo de hidrógeno, vemos que representa un sistema muy sencillo porque sólo contiene un electrón, que se ubica en el orbital “s” del primer nivel de energía. Esta situación es diferente para átomos que tienen más de un electrón. Para conocer la distribución de electrones en los distintos orbitales (lugares donde es más probable encontrar un electrón) en el interior de un átomo, se desarrolló la configuración electrónica. En ella se indica claramente el nivel de energía, los orbitales ocupados y el número de electrones de un átomo.

La configuración electrónica del átomo de hidrógeno es: 1s1

Para átomos más grandes, la configuración electrónica se efectúa según tres principios:

- 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 el siguiente esquema:

Figura 1: Orden de llenado de los orbitales

- Principio de exclusión de Pauli: en cada orbital puede haber un máximo de dos electrones los cuales deben tener espín contrario.

- Por otra parte, los orbitales 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 bien sus espines deben ser paralelos. Este es el Principio de máxima multiplicidad de Hund, que también puede enunciarse así: los electrones se distribuyen ocupando los orbitales disponibles en un solo sentido (spin) y luego con los que tienen espín opuesto, completando de esta manera el llenado orbital.

A modo de ejemplo, si queremos representar la configuración electrónica del átomo de nitrógeno, que tiene un total de siete 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 cinco electrones restantes?

Según el principio de exclusión de Pauli, cada orbital 2s, 2px, 2py, 2pz 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.

Para la siguiente figura: ¿Cuál de los ordenamientos corresponde al de menor energía para el átomo de N?

Figura 2. Posibles configuraciones para el átomos de N

El ordenamiento correcto es el primero de esta figura. En el estado de mínima energía o estado fundamental del átomo de nitrógeno; los otros ordenamientos tienen mayor energía. En el segundo caso, se muestra un orbital con dos electrones de espín contrario, pero el orbital 2pz se encuentra vacío, lo que va en contra del principio de máxima multiplicidad. El tercer ordenamiento muestra tres electrones en cada uno de los orbitales; sin embargo, éstos no tienen espines paralelos, al igual que en el cuarto ordenamiento.

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.

La siguiente tabla presenta un esquema de la clasificación y número de orbitales por nivel atómico:

En la tabla periódica el llenado de electrones se realiza de la siguiente forma:

Figura 3. Llenado de orbitales según ubicación en la tabla periódica

Tabla periódica

La tabla periódica actual obedece a un ordenamiento de los elementos de acuerdo a una serie de características y propiedades que se repiten a lo largo de ella. La primera forma de clasificar a los elementos fue según su número atómico (Z) o bien según su tamaño, por ello el primer elemento que conforma la tabla periódica es el hidrógeno.

Otra de las propiedades que ayudaron a formar el sistema periódico es que los elementos con configuraciones atómicas externas similares se comportan de manera parecida en muchos aspectos.

El origen de la tabla periódica data aproximadamente de 1864, cuando el químico inglés John Newlands observó que cuando los elementos conocidos se ordenaban de acuerdo con sus masas atómicas, cada octavo elemento tenía propiedades similares.

Newlands se refirió a esta relación como la ley de las octavas. Sin embargo, esta ley no se cumple para elementos que se encuentran mas allá del calcio, y por eso la comunidad científica de la época no aceptó su trabajo.

En 1869 el químico ruso Dimitri Mendeleev propuso una tabulación más amplia de los elementos basada en la recurrencia

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