Química y Ciencia

Configuraciones electrónicas y tabla periódica de los elementos químicos

La forma moderna de la tabla periódica dispone los elementos químicos en orden creciente según su número atómico. Los elementos se colocan en períodos horizontales de tal forma que queden situados verticalmente en grupos que constituyen familias de elementos con propiedades químicas semejantes.

Para agrupar los elementos en familias, los períodos deben tener longitud variable. Así, el primer período contiene sólo dos elementos: hidrógeno y helio; el segundo y el tercero, ocho elementos, por lo que se denominan períodos cortos; los períodos largos (4.° y 5.°) contienen dieciocho elementos y el 6º y 7.° pueden contener hasta 32.

La periodicidad de las propiedades que se obtiene con la ordenación de los elementos en la tabla periódica se debe a la configuración electrónica externa de los átomos.

Los elementos de un mismo grupo tienen la misma estructura electrónica externa y por tanto, los elementos de una familia presentan las mismas propiedades químicas porque cuando los átomos reaccionan para formar iones o moléculas, son los electrones más externos los que «dan la cara»; por lo tanto, no es sorprendente que los elementos con la misma configuración electrónica externa, o sea, con el mismo número de electrones de valencia, tengan las mismas propiedades químicas.

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Ahora repasaremos cada uno de los grupos o familias, empezando con los llamados gases nobles. Como se puede ver, todos ellos presentan una estructura s²p⁶, excepto el helio (s²). De un período al siguiente varía el número (1, 2, 3...) que corresponde no sólo al período, sino también al nivel electrónico; por eso el helio tiene dos electrones, que es el número máximo que puede contener el nivel n = 1.

Ha de recordarse que el número de electrones de valencia de los gases nobles es cero, lo cual implica que los gases nobles son inertes, es decir, no reaccionan (o lo hacen con suma dificultad),debido a que su estructura electrónica es la más estable y no tienen tendencia a adquirir otra. Estos gases son tan poco reactivos que no se combinan entre sí para formar moléculas. En consecuencia, son gases formados por átomos (monoatómicos) y se emplean en todas aquellas aplicaciones en que se necesite una atmósfera inerte (llenado de bombillas, soldadura de metales fácilmente oxidables, etc.). Precisamente por esto, la estructura de los gases nobles sirve de ejemplo para los demás elementos: cuando un elemento reacciona, lo hace para adquirir una estructura más estable semejante a la del gas noble, denominada octeto porque tiene ocho electrones externos. Así, la mayoría de los elementos tienden a adquirir la estructura de octeto.

A los elementos del primer grupo se les denomina alcalinos y se caracterizan por tener un solo electrón en su último nivel (s1). Si pierden este electrón, adquieren la estructura del gas noble situado en la posición anterior de la tabla periódica. Esto será lo que hagan si están en presencia de sustancias capaces de aceptar el electrón: Na --> Na⁺ + e^- . Esto es lo que hace que los metales alcalinos sean muy reactivos y no se encuentren en la naturaleza en estado libre, sino combinados en compuestos tan conocidos como el cloruro de sodio (sal común, NaCl), el nitrato de potasio (salitre, KN0₃), etc. En el laboratorio hay que conservarlos sumergidos en líquidos inertes, porque reaccionan con el agua y con el oxígeno del aire.

Podemos seguir un razonamiento análogo para con los elementos del grupo del berilio, llamados metales alcalinotérreos. Su estructura electrónica, n s², indica que tienen dos electrones de valencia que tienden a ceder. Como perder dos electrones es más difícil que perder uno, estos metales serán menos activos que los alcalinos. Una situación parecida se da en los metales del grupo del boro.

En los grupos del carbono, del nitrógeno y del oxígeno el comportamiento es algo más variado. Unos elementos tienden a ceder electrones para adquirir la estructura del gas noble (son los elementos metálicos), mientras que otros aceptan o comparten electrones (elementos no metálicos).

El grupo inmediatamente anterior al de los gases nobles, denominado familia de los halógenos, no tiene un comportamiento ambiguo. Todos son no metales que para adquirir la estructura del gas noble aceptan un solo electrón y se transforman en iones negativos. Por ejemplo, el flúor, si adquiere un electrón, pasa de tener una estructura externa 2s²p⁵ a otra 2s²p⁶. La ecuación es:

F + e^- -> F^-

En esta tendencia radica la gran reactividad de los halógenos, que hace quetampoco se les pueda encontrar libres en la naturaleza.

Todos los grupos que hemos estudiado hasta ahora (los del Li Be B C N O F y los gases nobles) tienen electrones de valencia situados en orbitales s y p. Los elementos que engloban se denominan elementos representativos (bloque s, dos grupos, y bloque p, 6 grupos).

Los elementos colocados en la zona central de la tabla periódica son aquellos que después de completar el último orbital s, (n s2), sitúan el resto de sus electrones en orbitales d, (n-1) d. Estos elementos tienen carácter metálico y se llaman metales de transición. En la tabla se designan con el nombre de «bloque d» para indicar que todos ellos están llenando un subnivel d perteneciente a un nivel inferior (n-1), al más externo del átomo que se considera (n). El número de electrones de valencia de los metales de transición es grande y variable. En consecuencia, cada uno de estos elementos puede tener varias valencias.

Recordemos el concepto de valencia: es un número que mide la capacidad de combinación de un elemento con otros. Por ejemplo, si el Fe actúa con valencia 3 frente al oxígeno de valencia 2 formándose el óxido de hierro (III) ó Fe₂O₃. Si en lugar de con valencia 3, el hierro actuase con valencia 2, se formaría el óxido de hierro (II) ó FeO.

Todos los metales de transición tendrán valencia 2 cuando interaccionen con otros elementos los dos electrones del orbital s. Además podrán presentar otras valencias según el número de electrones d que interaccionen.

Los elementos colocados en las dos filas que aparecen debajo de la tabla periódica son los que siguen en orden de número atómico al lantano y al actinio, de ahí que sean conocidos como lantánidos y actínidos. Hay catorce elementos en cada fila (14 lantánidos y 14 actínidos) debido a que se están llenando los subniveles f los cuales se pueden llenar hasta un máximo de catorce electrones. Estos elementos son denominados en general como metales de transición interna.

Todos los lantánidos tienen propiedades semejantes al lantano, lo que indica que los electrones f tienen poca influencia en las propiedades químicas. Los actínidos son radiactivos. Los más conocidos, el uranio y el plutonio son empleados como combustibles nucleares.

La siguiente imagen muestra los elementos con su correspondiente configuración electrónica más externa.

Como se puede ver, a medida que se aumenta de nivel (se pasa de un período a otro) se van rellenando los orbitales s y p. A partir del cuarto período aparecen los orbitales d (de un nivel inferior siempre) con un máximo de diez electrones y en el sexto período los orbitales f que se van rellenando con hasta un máximo de catorce electrones. Asi por ejemplo, si queremos obtener la configuración electrónica del azufre podemos ver que se encuentra en el tercer período y en el grupo 4 del bloque p y que tiene 16 electrones (nº atómico), por tanto su configuración será:

S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

Si lo desglosamos para verlo mejor tenemos:
1º período (completo) = 1s²
2º período (completo) = 2s² 2p⁶
3º período (incompleto) = 3s² 3p⁴

Para abreviar este proceso de escribir la configuración electrónica se utiliza el diagrama de Moeller, según el cual siguiendo la dirección de las flechas se van colocando los electrones en los niveles correspondientes hasta completar el número total de electrones que tiene el átomo: