¿Qué es la Tabla Periódica de los Elementos Químicos?

Historia, Moderna y Actualizada, Grupos y Períodos, Características y Propiedades, Para Imprimir

Tabla Periódica

Tabla Periódica de Elementos Químicos. La Tabla Periódica de Elementos Químicos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características. La misma se le atribuye al químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeléiev, 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.

La tabla periódica actual es una variante de la elaborada en el año 1869 por el químico ruso Dimitri Mendeleiev, y además por el alemán Julius Lothar Meyer que trabajó por separado, donde ordenaron a los elementos por su masa atómica, dejando casillas vacías, previendo que se hallarían en el futuro, más elementos.

La tabla periódica es un esquema en forma de tabla donde figuran todos los elementos químicos que se conocen, sistemáticamente ordenados de acuerdo a sus números atómicos, en orden creciente. Están dispuestos en dieciocho columnas verticales por grupos de elementos de similares propiedades, pues poseen igual valencia atómica. Estos grupos son: los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos, los pertenecientes a las familias del escandio, titanio, vanadio, cromo, manganeso, hierro, cobalto, níquel, cobre, zinc, térreos, carbonoideos, nitrogenoideos, calcógenos, halógenos y gases nobles.

Cuenta además, con siete filas o períodos horizontales, donde se colocan los elementos por sus masas similares, aunque tienen diferentes propiedades.

A la izquierda y en el centro de la tabla se ubican los metales, que son los elementos más abundantes. A la derecha están los no metales, exceptuando los gases nobles.

En la parte superior de la tabla podemos visualizar una clave, que tiene la virtud de aclarar a modo de ejemplo, el significado que poseen los números que se hallan en el recuadro que corresponde a cada uno de los elementos.

En bloque separado, en la parte inferior de la tabla, están los elementos llamados de transición interna.

Cada símbolo posee un color diferente, que indica su estado de agregación, o sea, si a temperatura ambiente es líquido, sólido o gaseoso.

Historia de la Tabla Periódica

Ya desde la antigüedad eran conocidos algunos elementos químicos, siendo los alquimistas los artífices fundamentales de estos conocimientos químicos antes de llegar a definirse esta ciencia como tal. El oro (Au), la plata (Ag), el plomo (Pb) y otros elementos como el mercurio (Hg), el azufre (S), el arsénico (As), el estaño (Sn) y otros desde épocas antiguas, hasta descubrimientos más actuales como el fósforo (P) en 1669. Esto permitió que Antoine Lavoisier escribiera una lista de sustancias simples de 33 elementos, pero en 1830 está lista estaba ampliada a 55 elementos simples la cual se amplio con la invención del espectroscopio.

El estudio de las propiedades comunes y su clasificación, el surgimiento de la noción de masa atómica fueron formando los cimientos bajos los cuales se hizo posible el descubrimiento de la periodicidad de los elementos químicos en base a su número atómico y propiedades químicas teniendo como base un número suficiente de elementos individuales de la misma.

Disposición sistemática de los elementos químicos en función de sus propiedades, dada a conocer por el químico ruso Dmitri Mendeleyev en su libro Principios de la química, de 1869:

Colores:

gas


gas noble


líquido


sólido


Sintético

Grupo

1

2


3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Período


1

1
H


2
He

2

3
Li

4
Be


5
B

6
C

7
N

8
O

9
F

10
Ne

3

11
Na

12
Mg


13
Al

14
Si

15
P

16
S

17
Cl

18
Ar

4

19
K

20
Ca


21
Sc

22
Ti

23
V

24
Cr

25
Mn

26
Fe

27
Co

28
Ni

29
Cu

30
Zn

31
Ga

32
Ge

33
As

34
Se

35
Br

36
Kr

5

37
Rb

38
Sr


39
Y

40
Zr

41
Nb

42
Mo

43
Tc

44
Ru

45
Rh

46
Pd

47
Ag

48
Cd

49
In

50
Sn

51
Sb

52
Te

53
I

54
Xe

6

55
Cs

56
Ba

*

71
Lu

72
Hf

73
Ta

74
W

75
Re

76
Os

77
Ir

78
Pt

79
Au

80
Hg

81
Tl

82
Pb

83
Bi

84
Po

85
At

86
Rn

7

87
Fr

88
Ra

**

103
Lr

104
Rf

105
Db

106
Sg

107
Bh

108
Hs

109
Mt

110
Ds

111
Rg

112
Uub

113
Uut

114
Uuq

115
Uup

116
Uuh

117
Uus

118
Uuo


*

Lantánidos

57
La

58
Ce

59
Pr

60
Nd

61
Pm

62
Sm

63
Eu

64
Gd

65
Tb

66
Dy

67
Ho

68
Er

69
Tm

70
Yb


**

Actínidos

89
Ac

90
Th

91
Pa

92
U

93
Np

94
Pu

95
Am

96
Cm

97
Bk

98
Cf

99
Es

100
Fm

101
Md

102
No


Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la complejidad de la materia que nos rodea. Al principio se pensaba que los elementos de toda materia se resumían al agua, tierra, fuego y aire. Sin embargo al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las técnicas de experimentación física y química, nos dimos cuenta de que la materia es en realidad más compleja de lo que parece. Los químicos del siglo XIX encontraron entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos descubiertos. La primera manera, la más natural, fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero esta clasificación no reflejaba las diferencias y similitudes entre los elementos. Muchas más clasificaciones fueron adoptadas antes de llegar a la tabla periódica que es utilizada en nuestros días.

Cronología de las diferentes clasificaciones de los elementos químicos.

Döbereiner

Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades en 1817. Él destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos que él denomina "tríadas". La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 pudimos contar con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente.

Chancourtois y Newlands

En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Esta clasificación es por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comienza a ser diseñada.

Meyer

En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante.

Mendeleïev

En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. El se dio cuenta de que clasificando los elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos.

Esta tabla fue diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los elementos. De esta manera los elementos son clasificados verticalmente. Las agrupaciones horizontales se suceden representando los elementos de la misma "familia".

Para poder aplicar la ley que él creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos vacíos. Él estaba convencido de que un día esos lugares vacíos que correspondían a las masas atómicas 45, 68, 70 y 180, no lo estarían más, y los descubrimientos futuros confirmaron esta convinción. El consiguió además prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Entre 1875 y 1886, estos tres elementos: galio, escandio y germanio, fueron descubiertos y ellos poseían las propiedades predecidas.

Sin embargo aunque la la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso, contiene ciertas anomalías debidas a errores de determinación de masa atómica de la época.

Tabla Periódica Moderna

La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada.

Un grupo de la tabla periódica es una columna vertical de la tabla. Hay 18 grupos en la tabla estándar. El hecho de que la mayoría de estos grupos correspondan directamente a una serie químmica no es fruto del azar. La tabla ha sido inventada para organizar las series químicas conocidas dentro de un esquema coherente. La distribución de los elementos en la tabla periódica proviene del hecho de que los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su capa más externa. Como el comportamiento químico está principalmente dictado por las interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el hecho de que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades físicas y químicas.

Tabla Periódica Moderna

Grupo →

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

↓ Periodo

IA

IIA

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIIIB

VIIIB

VIIIB

IB

IIB

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

1

Hidrógeno1H1.0079

Nombre del ElementoNúmero atómicoSímbolo químico

Peso atómico 

Helio2He4.0026

2

Litio3Li6.941(2)

Berilio4Be9.0122

Boro5B10.811(7)

Carbono6C12.011

Nitrógeno7N14.0067

Oxígeno8O15.9994

Flúor9F18.998

Neón10Ne20.180

3

Sodio11Na22.990

Magnesio12Mg24.305

Aluminio13Al26.982

Silicio14Si28.086

Fósforo15P30.974

Azufre16S32.066(6)

Cloro17Cl35.453

Argón18Ar39.948(1)

4

Potasio19K39.098

Calcio20Ca40.078(4)

Escandio21Sc44.956

Titanio22Ti47.867(1)

Vanadio23V50.942(1)

Cromo24Cr51.996

Manganeso25Mn54.938

Hierro26Fe55.845(2)

Cobalto27Co58.933

Níquel28Ni58.693

Cobre29Cu63.546(3)

Zinc30Zn65.39(2)

Galio31Ga69.723(1)

Germanio32Ge72.61(2)

Arsénico33As74.922

Selenio34Se78.96(3)

Bromo35Br79.904(1)

Kriptón36Kr83.80(1)

5

Rubidio37Rb85.468

Estroncio38Sr87.62(1)

Itrio39Y88.906

Zirconio40Zr91.224(2)

Niobio41Nb92.906

Molibdeno42Mo95.94(1)

Tecnecio43Tc[97.907]

Rutenio44Ru101.07(2)

Rodio45Rh102.906

Paladio46Pd106.42(1)

Plata47Ag107.868

Cadmio48Cd112.411(8)

Indio49In114.818(3)

Estaño50Sn118.710(7)

Antimonio51Sb121.760(1)

Telurio52Te127.60(3)

Yodo53I126.904

Xenón54Xe131.29(2)

6

Cesio55Cs132.905

Bario56Ba137.327(7)

Lantánidos57-71*

Hafnio72Hf178.49(2)

Tantalio73Ta180.948

Wolframio74W183.84(1)

Renio75Re186.207(1)

Osmio76Os190.23(3)

Iridio77Ir192.217(3)

Platino78Pt195.084(9)

Oro79Au196.967

Mercurio80Hg200.59(2)

Talio81Tl204.383

Plomo82Pb207.2(1)

Bismuto83Bi208.980

Polonio84Po[208.982]

Astato85At[209.987]

Radón86Rn[222.018]

7

Francio87Fr[223.020]

Radio88Ra[226.0254]

Actínidos89-103** 

Rutherfordio104Rf[263.113]

Dubnio105Db[262.114]

Seaborgio106Sg[266.122]

Bohrio107Bh[264.1247]

Hassio108Hs[269.134]

Meitnerio109Mt[268.139]

Darmstadio110Ds[272.146]

Roentgenio111Rg[272.154]

Copernicio112Cn[277]

Ununtrio113Uut[284]

Flerovio114Fl[289]

Ununpentio115Uup[288]

Livermorio116Lv[292]

Ununseptio117Uus[294]

Ununoctio118Uuo[294]

Lantánidos  

Lantano57La138.905

Cerio58Ce140.116(1)

Praseodimio59Pr140.908

Neodimio60Nd144.242(3)

Prometio61Pm144.913

Samario62Sm150.36(2)

Europio63Eu151.964(1)

Gadolinio64Gd157.25(3)

Terbio65Tb158.925

Disprosio66Dy162.500(1)

Holmio67Ho164.930

Erbio68Er167.259(3)

Tulio69Tm168.934

Iterbio70Yb173.04(3)

Lutecio71Lu174.967(1)

** Actínidos  

Actinio89Ac[227.027]

Torio90Th232.038

Protactinio91Pa231.036

Uranio92U238.029

Neptunio93Np[237.048]

Plutonio94Pu[244.064]

Americio95Am[243.061]

Curio96Cm[247.070]

Berkelio97Bk[247.070]

Californio98Cf[251.080]

Einstenio99Es[252.083]

Fermio100Fm[257.095]

Mendelevio101Md[258.098]

Nobelio102No[259.101]

Lawrencio103Lr[262.110]

Clave

Categorías de elementos en la Tabla periódica

Metales

Semimetales

No metales

PropiedadesQuímicasDesconocida

Alcalinos

Alcalinotérreos

Elementos del bloque f

Metales de transición

Metal del bloque p

No metales

Halógenos

Gas nobles

Lantánidos

Actínidos

Estado en Condiciones normales de presión y temperatura (0 ° C y 1 atm)

Gas

Líquido

Sólido

Desconocido

Presencia Natural

Primordial

Rastro Radioisótopos

Sintéticas

Periodo de la Tabla Periódica

En la tabla periódica de los elementos, un periodo es cada fila de la tabla.

El número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenado en este orden:

1s

1

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

5s

4d

5p

6s

4f

5d

6p

7s

5f

6d

7p

8s

...

5g

6f

7d

8p

...

Y esta es la razón de la estructura que presenta la tabla periódica. Puesto que los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, estos tienden a tener comportamientos similares dentro de un grupo de la tabla periódica.

Es decir, dos elementos adyacentes en un grupo tienen propiedades físicas parecidas, a pesar de la significativa diferencia de masa; sin embargo, dos elementos adyacentes en un periodo tienen masa similar, pero propiedades diferentes.

Grupo de la Tabla Periódica

Un grupo es una columna de la tabla periódica de los elementos. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar.

No es coincidencia que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos, ya que la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver. La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo tienen configuraciones electrónicas similares en los niveles de energía más exteriores; y como la mayoría de las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están colocados en los niveles más externos los elementos de un mismo grupo tienen propiedades físicas y especialmente químicas parecidas.

Numeración de los grupos

Actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18 grupos es empleando el sistema recomendado por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) en 1985, que consiste en utilizar números arábigos. De esta forma la primera columna es el grupo 1, la segunda el grupo 2, y así hasta la decimoctava que corresponde al grupo 18.

Anteriormente a la forma de la IUPAC existían dos maneras de nombrar los grupos empleando números romanos y letras, un sistema europeo y otro estadounidense, ambos cada vez más en desuso. En el sistema europeo primero se pone el número romano y luego una A si el elemento está a la izquierda o una B si lo está a la derecha. En el estadounidense se hace lo mismo pero la A se pone cuando se trata de elementos representativos (grupos 1, 2 y 13 a 18) y una B para los elementos de transición. En ambos casos, los grupos se numeran del I al VIII, comprendiendo el grupo octavo de los elementos de transición tres columnas de la tabla periódica que se denominan tríadas.

IUPAC

Europa

EE. UU.

Nombre

Grupo 1

IA

IA

Metales alcalinos

Grupo 2

IIA

IIA

Metales alcalinotérreos

Grupo 3

IIIA

IIIB

Metales de transición

Los elementos del bloque f,lantánidos y actínidos reciben la denominación demetales de transición internao tierras raras.

Grupo 4

IVA

IVB

Grupo 5

VA

VB

Grupo 6

VIA

VIB

Grupo 7

VIIA

VIIB

Grupo 8

VIIIA

VIIIB

Grupo 9

Grupo 10

Grupo 11

IB

IB

Grupo 12

IIB

IIB

Grupo 13

IIIB

IIIA

Térreos

Grupo 14

IVB

IVA

Carbonoides

Grupo 15

VB

VA

Nitrogenoides

Grupo 16

VIB

VIA

Anfígenos o calcógenos

Grupo 17

VIIB

VIIA

Halógenos

Grupo 18

VIIIB

VIIIA

Gases nobles

Las denominaciones de los grupos 13 a 16 están en desuso

Bloque de la Tabla Periódica

La tabla periódica de los elementos se puede dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos, tomando el bloque el nombre de dicho orbital, es decir s, p, d o f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero aún no se han sintetizado o descubierto; de ser el caso se continuaría con el orden alfabético para nombrarlos (el siguiente por descrubir sería el orbital o bloque g). Seguidamente se muestran los bloques en los que se divide la tabla periódica.

Grupo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Periodo

1

1H

2He

2

3Li

4Be

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

3

11 Na

12 Mg

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

4

19K

20Ca

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

32Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

5

37Rb

38Sr

39Y

40Zr

41Nb

42Mo

43Tc

44Ru

45Rh

46Pd

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51Sb

52Te

53I

54Xe

6

55Cs

56Ba

*

71Lu

72Hf

73Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81Tl

82Pb

83Bi

84Po

85At

86Rn

7

87Fr

88Ra

**

103Lr

104Rf

105Db

106Sg

107Bh

108Hs

109Mt

110Ds

111Rg

112Uub

113Uut

114Uuq

115Uup

116Uuh

117Uus

118Uuo

*

57La

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

**

89Ac

90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

Bloque s

Bloque p

Bloque d

Bloque f

¿Bloque g?

Hay otras formas de agrupar a los elementos en distintas familias. Véase serie química.

Serie Química

Una serie química o familia es un grupo de elementos químicos que tienen propiedades físicas y químicas similares, variando éstas de forma más o menos importante dentro del grupo. Estas familias se han delimitado atendiendo a distintos criterios: configuración electrónica, carácter metálico, etcétera.

Antes de la creación de la tabla periódica de los elementos, que se construyó intentando organizar los elementos según sus propiedades químicas, ya se habían observado algunas familias.

Algunas familias corresponden exactamente con grupos (columnas) de la tabla periódica; esto no es una coincidencia, puesto que las propiedades físicas de los elementos de un grupo provienen de tener una configuración electrónica similar, que hace que estos elementos se coloquen en el mismo grupo de tabla periódica.

Ordenados en grupos (columnas) son importantes y tienen un nombre reconocido:

   Metales alcalinos (grupo 1)

   Metales alcalinotérreos (grupo 2)

   Halógenos (grupo 17)

   Gases nobles (grupo 18)

Los otros grupos suelen ser llamados por el nombre del elemento cabecera del grupo: el grupo 16 es el grupo del oxígeno, el 14 es el grupo del carbono, etcétera. También reciben otros nombres en desuso:

   Metales de acuñar (cobre, plata y oro: grupo 11)

   Elementos térreos: grupo del boro (grupo 13)

   Elementos carbonoides: grupo del carbono (grupo 14)

   Elementos nitrogenoides: grupo del nitrógeno (grupo 15)

   Elementos calcógenos o anfígenos: grupo del oxígeno (grupo 16)

Es frecuente dividir a los elementos en bloques dentro de la tabla periódica:

   Bloque s

   Bloque p

   Bloque d

   Bloque f

   Bloque g

A los elementos del bloque f también se les conoce como "tierras raras" o "elementos de transición interna". Se dividen en dos series y lo normal es llamarlos por los nombres de estas dos series:

   Lantánidos

   Actínidos

Los elementos del grupo s y p son conocidos conjuntamente como:

   Elementos representativos

Según las características metálicas de los elementos, éstos también pueden ser divididos de la siguiente forma:

   Metales de transición (y metales de transición interna)

   No metales

   Metales

   Metaloides o semimetales

Aunque la frontera entre metales y no metales es difusa.

Finalmente, otras familias de elementos:

   Metales nobles (rutenio, osmio, rodio, iridio, paladio, platino, plata y oro)

   Grupo del platino (rutenio, osmio, rodio, iridio, paladio y platino)

Configuración Electrónica

La configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo.

Como los electrones son fermiones están sujetos al principio de exclusión de Pauli, que dice que dos fermiones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecanocuántico diferente.

En un átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón (los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger = EΨ en donde H es el hamiltoniano) se denominan orbitales, por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando alrededor del núcleo; matemáticamente, sin embargo el orbital, lejos de la concepción planetaria del átomo, es la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.

Estos estados tienen cuatro números cuánticos: n, l, ml y ms, siendo los dos primeros los más importantes. El principio de exclusión de Pauli, afirma, en resumen que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.

Valores de los números cuánticos.

El primer número cuántico n (llamado a veces número cuántico principal) corresponde a los diferentes niveles de energía permitidos o niveles cuánticos; los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía. En algunos casos (por ejemplo en espectroscopía de rayos X) también se denotan como K, L, M, N,...

El segundo número cuántico l corresponde al momento angular del estado. Estos estados tienen la forma de armónicos esféricos, y por lo tanto se describen usando polinomios de Legendre. A estos subniveles, por razones históricas, se les asigna una letra, y hacen referencia al tipo de orbital (s, p, d, f):

Valor de l

Letra

Máximo númerode electrones

0

s

2

1

p

6

2

d

10

3

f

14

4

g

18

Los valores que puede tomar l son: 0,..., (n-1), siendo n el número cuántico principal.

El tercer número cuántico, ml representa el número de orbitales que contiene el subnivel y puede tomar los valores desde -l a l, habiendo por lo tanto un total de 2l+1 estados posibles. Cada uno de estos puede ser ocupado por dos electrones con spinesopuestos, lo que viene dado por el número cuántico ms, que puede valer +1/2 o -1/2. Esto da un total de 2·(2l+1) electrones en total (tal como se puede ver en la tabla anterior).

En resumen, estos son los valores que pueden tomar los números cuánticos:

Número cuántico

Significado

Valores posibles

n

Nivel

1, 2, 3,...

l

Subnivel

0,..., (n-1)

ml

Orbital

-l,..., 0,...,+l

ms

Spin

-1/2, +1/2

Llenado de orbitales y notación.

Para obtener la configuración electrónica de un elemento, los estados se van ocupando por electrones según la energía de estos estados, ocupándose primero los de menor energía. Por el hecho de que el estado 3d (n=3 y l=2) está más alto en energía que el 4s(n=4 y l=0), existen los metales de transición; y como en el orbital d caben 10 electrones según la primera tabla (o bien haciendo l=2 en 2(2l+1)=10), hay diez elementos en cada serie de transición. Lo mismo ocurre con otros bloques de elementos que se pueden ver en la tabla periódica de los elementos.

Se suele emplear una regla mnemotécnica consistente en hacer una tabla en donde en la primera columna se escribe 1s, 2s, 3s,..., en la segunda columna, saltándose una fila, 2p, 3p,... y así sucesivamente. Los primeros niveles que se van llenando con electrones son los que quedan más a la derecha y arriba de la tabla, como indica el sentido de las flechas en el diagrama:

Llenado de orbitales

Orden de llenado de orbitales electrónicos y último electrón esperado en la tabla periódica.

Concretamente, en el diagrama se llenan hasta el 3d, comenzando la primera serie de transición. Si por ejemplo se quiere saber la configuración electrónica del vanadio (Z=23), con el diagrama obtendríamos:

Llenado de orbitales: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 3 = 23)

donde el primer número es el número cuántico principal, la letra es el segundo (tipo de orbital) y el superíndice es el número de electrones que están en ese nivel. Sumando el número de electrones presente en cada orbital, obtenemos el número de electrones del elemento (23); como puede apreciarse en este caso, el último orbita d no está lleno, sólo hay tres electrones de 10 posibles.

Notación.

En la práctica, para simplificar la notación, los niveles de energía completos se indican con la referencia al gas noble correspondiente (el de número atómico inmediatamente menor) al que se añade la distribución de electrones en el nivel no completo. En el caso del vanadio:

Gas noble precendente: 18 Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Configuración eléctrónica del vanadio: [Ar] 4s2 3d3

Otra notación que se puede emplear es la de indicar ordenadamente el número de electrones que hay en cada nivel, por ejemplo en el caso que nos ocupa sería: 2-8-8-5.

Configuraciones electrónicas de los elementos químicos.

Aunque la mayoría de las veces los electrones van ocupando los orbitales de la forma indicada anteriormente, en realidad se producen excepciones.

Así, el cobre tiene una estructura electrónica 4s13d10 en vez de la esperada 4s23d9. La razón de ello es que a las fuerzas de atracción entre los protones del núcleo y los electrones, se añade la interferencia de las capas electrónicas interiores que resulta en una desviación de los niveles de energía del último electrón añadido y por tanto una configuración electrónica más estable distinta de la esperada (véase configuración electrónica de los elementos químicos).

Bloques de la tabla periódica.

Las propiedades químicas de un átomo dependen mucho de cómo están ordenados los electrones en los orbitales de más energía (a veces llamados de valencia), aparte de otros factores como el radio atómico, la masa atómica, o la accesibilidad de otros estados electrónicos.

Conforme se baja en un grupo de elementos, desde el más ligero al más pesado, los electrones más externos, en niveles de energía más altos, y que por tanto es más fácil que participen en las reacciones químicas, están en el mismo orbital, con una forma parecida, pero con una energía y distancia al núcleo mayores. Por ejemplo, el carbono y el plomo tienen cuatro electrones en sus orbitales más externos.

Debido a la importancia de los niveles energéticos más exteriores, las distintas regiones de la tabla periódica se dividen en bloques, llamándolas según el último nivel ocupado: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f.

Moléculas.

En las moléculas hay que tratar con los orbitales moleculares y la situación es mucho más compleja.

Configuración Electrónica de los Elementos Químicos

En la tabla periódica siguiente se indica la configuración electrónica de los elementos químicos. Se han resaltado (en negrita) los elementos químicos que presentan configuraciones electrónicas distintas de las esperadas en función de las reglas de llenado de los orbitales. Para cada elemento se indica únicamente la configuración electrónica del último nivel.

Grupo

  1  

  2  

  3   

  4   

  5   

  6   

  7   

  8   

  9   

  10 

  11 

  12 

  13 

  14 

  15 

  16 

  17 

  18 

Grupo

Periodo

Periodo

11s

H1

He2

11s

22s2p

Li1

Be2

B21

C22

N23

O24

F25

Ne26

22s2p

33s3p

Na1

Mg2

Al21

Si22

P23

S24

Cl25

Ar26

33s3p

44s3d4p

K1

Ca2

Sc21

Ti22

V23

Cr15

Mn25

Fe26

Co27

Ni28

Cu110

Zn210

Ga2101

Ge2102

As2103

Se2104

Br2105

Kr2106

44s3d4p

55s4d5p

Rb1

Sr2

Y21

Zr22

Nb14

Mo15

Tc25

Ru17

Rh18

Pd010

Ag110

Cd210

In2101

Sn2102

Sb2103

Te2104

I2105

Xe2106

55s4d5p

66s4f5d6p

Cs1

Ba2

*

Lu2141

Hf2142

Ta2143

W2144

Re2145

Os2146

Ir2147

Pt2148

Au2149

Hg21410

Tl214101

Pb214102

Bi214103

Po214104

At214105

Rn214106

66s4f5d6p

77s5f6d7p

Fr1

Ra2

**

Lr2141

Rf2142

Db2143

Sg2144

Bh2145

Hs2146

Mt2147

Ds2148

Rg2149

Uub21410

Uut214101

Uuq214102

Uup214103

Uuh214104

Uus214105

Uuo214106

77s5f6d7p

  *  6s4f5d

La2

1

Ce22

Pr23

Nd24

Pm25

Sm26

Eu27

Gd271

Tb29

Dy210

Ho211

Er212

Tm213

Yb214

**7s5f6d

Ac21

Th22

Pa221

U231

Np241

Pu26

Am27

Cm271

Bk29

Cf210

Es211

Fm212

Md213

No214

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