Tabla Periodica

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características.

Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos.

Historia

La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:

El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica
El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos
La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico y
Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos.

El descubrimiento de los elementos

Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino-térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.

Los pesos atómicos
A principios del siglo XIX, John Dalton (1766-1844) desarrolló una nueva concepción del atomismo, al que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación de un "atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743-1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas).

Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo cómo se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori.

Dalton conocía que 1 parte de hidrógeno se combinaba con 7 partes (8 afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de wolframio, la relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos como los llamaba Dalton) que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las incertidumbres antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos que sólo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, con el congreso de Karlsruhe en 1860.

Triadas de Döbereiner
Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner(1780-1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio).

Triadas de Döbereiner

A estos grupos de tres elementos se les denominó triadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.

Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.

En su clasificación de las triadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la triada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de triadas.

Tabla periódica de Mendeléyev

Artículo principal: Tabla periódica de Mendeléyev
En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeleiev publica su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hace Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos.

Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:

Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.
Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia.

Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para elementos por descubrir.La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B.

En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.

Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gas noble descubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa.

El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka-aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka-sicilio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que sería el primer elemento artificial obtenido en el laboratorio, por síntesis química, en 1937.

Configuración electrónica o Configuración periódica

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.
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Modelo atómico general.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.

Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

Para comprender (visualizar o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.

Los Números Cuánticos

En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.
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Número cuántico principal (n).

La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital.

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico secundario (l): puede tener todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía.

Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde – l hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado.

Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo el número cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o – ½..
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Cuadro de las diagonales, mecanismo para distribuir electrones en sus diferentes niveles de energía.

Para entender el concepto de configuración electrónica es necesario asumir o aplicar dos principios importantes:

• Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”
.

• Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.

Tipos de configuración electrónica

Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:

Configuración estándar

Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando el cuadro de las diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la izquierda).

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.

Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Más adelante explicaremos cómo se llega este enjambre de números y letras que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente.

Configuración condensada

Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A, Tabla Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.

Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Configuración desarrollada

Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.
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Figura de un átomo sencillo ilustrando lo indefinido de sus órbitas.
Configuración semidesarrollada

Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía.

Niveles de energía o capas

Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).

Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas.

Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que:

1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).

Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K. Así: K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7.

2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.
Ilustración para los niveles y subniveles de energía electrónica en el átomo
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Imágenes tomadas de la página:
http://configraelectrones-mvc.blogspot.com/


Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía.

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7)..

La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:
Niveles de energía o capa (n)

1 (K)


2 (L)


3 (M)


4 (N)

Tipo de subniveles


s


s p


s p d


s p d f

Número de orbitales en cada subnivel


1


1 3


1 3 5


1 3 5 7

Denominación de los orbitales


1s


2s 2p


3s 3p 3d


4s 4p 4d 4f

Número máximo de electrones en los orbitales


2


2 - 6


2 - 6 - 10


2 - 6 - 10 - 14

Número máximo de electrones por nivel de energía o capa


2


8


18


32


Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.

Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos.

La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales:

Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.
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Regla de las diagonales

Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento.

En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles).

Ver: PSU: Química, Pregunta 03_2005
La Tabla Periódica, punto de partida
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El sodio en la tabla.

En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan el Número atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles.

El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento.

La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de las diagonales).

Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuantos electrones tengo en cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo?

Ya vimo que la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo.

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello 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).

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1).
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan más arriba.
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Ilustración simplificada de un átomo.

En el ejemplo del sodio sería: 1s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p6, siguiendo la diagonal tengo 3s2.

Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s1.

Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s2 2s2 2p6 3s1

Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital);
Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada uno de sus 3 orbitales);
tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital).

;
En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1

Otros ejemplos:

CLORO: 17 electrones

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 7 electrones
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7


MANGANESO: 25 electrones

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 13 electrones
4º nivel: 2 electrones
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2

El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que en cada orbital del subnivel caben solo dos electrones).

El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2 (donde n es la cantidad de subniveles que tiene cada nivel).
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Ilustración más compleja y más realista de la estructura de un átomo.

Hagamos un ejercicio:

Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones.

Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc.

En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones.

En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones.

En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones.

En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones.

Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata, la cual debe quedar así::

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

donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.

Recomendamos ver un video clarificador y explicativo en:
http://www.youtube.com/watch?v=hbn08dHJfGc

En él se aclara o explica cómo determinar la configuración electrónica de un átomo o de un ión:

1.- Conocer su número atómico (sacado de la tabla periódica).

2.- La carga (del átomo o del ión) está dada por número de protones menos (–) número de electrones.

3.- El número de protones es igual al número atómico del elemento (átomo o ión).

4.- En cada átomo hay (en estado eléctrico neutro) igual número de protones que de electrones.

Por ejemplo, el ión Mg+2 (magnesio más dos), averiguamos o sabemos que su número atómico (Z) es 12, significa que tiene 12 protones y debería tener 12 electrones, pero como el ión de nuestro ejemplo (Mg+2) tiene carga +2 (porque perdió o cedió 2 electrones), hacemos

12 (protones) – X = 2

Por lo tanto X (número de electrones del ión Mg+2) es igual a 10,

El ión Mg+2 tiene 10 electrones.

¿Cómo se determina su configuración electrónica o lo que es lo mismo cómo se distribuyen esos electrones en los orbitales del átomo?

Empezamos por el nivel inferior (el más cercano al núcleo): 1, que sólo tiene un orbital s, y sabemos que cada orbital tiene como máximo 2 electrones (1s2).

Pasamos al segundo nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s (uno) y orbitales p (tres) (2s y 2p 2p 2p).

En 2s hay sólo 2 electrones: 2s2 y en cada 2p hay dos electrones: 1s2 2s2 2p6 (este 2p6 es los mismo que 2p2 + 2p2 + 2p2= 2p6)

Otro ejemplo:

Configuración electrónica del fósforo (P)

Nº atómico Z = 15

15 protones y 15 electrones

1s2 2s2 2p6 3s2 3p3