Los elementos químicos están organizados conforme con la Ley Periódica moderna, cuyo enunciado es:
las propiedades de los elementos son una función periódica de sus números atómicos.
Las propiedades periódicas son aquellas cuyos valores se repiten a intervalos regulares; entre otras, la valencia, radio atómico, potencial de ionización, afinidad electrónica, punto de fusión, punto de ebullición, dureza y energía de enlace.
La clasificación periódica de los elementos es uno de los aspectos más importantes de la Química, pues permite trascender los aspectos descriptivos para predecir y verificar las propiedades del comportamiento químico de los elementos químicos, incluso de los que no han sido descubiertos en la naturaleza, pero si en los laboratorios.
En la Tabla Periódica los elementos químicos están ordenados en Grupos. Un grupo es una columna de la tabla periódica de los elementos. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar.
Estos grupos corresponden a familias de elementos químicos, organizadas de forma coherente y fácil de ver. Este ordenamiento en la tabla periódica de los elementos de un grupo se fundamenta en que tienen configuraciones electrónicas similares en los niveles de energía más exteriores; y dado que la mayoría de las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están colocados en los niveles más externos, electrones de valencia, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades físicas y químicas parecidas
Actualmente la forma en la que se numeran los 18 grupos es empleando el sistema recomendado en 1 985 por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry); 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. La Tabla Periódica de la IUPAC es la siguiente:
Previa a la forma recomendada por 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 franco 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/GRUPO | EUROPA | E.E.U.U | NOMBRE IUPAC |
Capa de
valencia
|
Excepciones
|
| 1 | IA | IA |
Metales
Alcalinos |
ns1
|
| 2 | IIA | IIA |
Metales
Alcalinotérreos | ns2 |
| 3 | IIIA | IIIB |
Metales de
Transición
| d1s2fx |
| 4 | IVA | IVB |
Metales de
Transición
| d2s2 |
| 5 | VA | VB | Metales de Transición | d3s2
Capa de
valencia variable
| 41Nb: 5s14d4 |
| 6 | VIA | VIB | Metales de Transición | d5s1 Capa de valencia variable | 24Cr: 4s13d5 42Mo: 5s13d5 |
| 7 | VIIA | VIIB | Metales de Transición | d5s2 |
| 8 | VIIIA | VIIIB | Metales de Transición | d6s2 Capas de valencia variable |
| 9 | VIIIA | VIIIB | Metales de Transición | d7s2 Capas de valencia variable |
| 10 | VIIIA | VIIIB | Metales de Transición | d8s2 Capas de valencia variable |
| 11 | IB | IB | Metales de Transición | s1d10 |
| 12 | IIB | IIB | Metales de Transición | s2 |
| 13 | IIIB | IIIA | Térreos (En desuso) | s2p1 |
| 14 | IVB | IVA | Carbonoides (En desuso) | s2p2 |
| 15 | VB | VA | Nitrogenoides (En desuso) | s2p3 |
| 16 | VIB | VIA | Anfígenos o Calcógenos (En desuso) | s2p4 |
| 17 | VIIB | VIIA | Halógenos | s2p5 |
| 18 | VIIIB | VIIIA | Gases Nobles | s2p6 |
| Las denominaciones de los Grupos 13 a 16 están obsoletas |
La Configuración Electrónica la trabajamos inicialmente en
REGLA DEL SERRUCHO
o Principio de Aufbau
Principio de llenado progresivo Aufbau (en alemán)
http://solanolgonzalov.blogspot.com/2016/04/anomalias-de-la-configuracion.html pero ha sido imprescindible mejorarla y ampliarla para presentarlo con mayores detalles en este blog del modo dado a continuación con la finalidad de ajustarlo al nivel de exigencia más avanzado requerido por cursos más especializados de Química de Bachillerato y Universitaria, esforzándonos en presentarlo de manera más accesible al entendimiento de los adolescentes.
o Principio de Aufbau
El orden de ocupación de orbitales de acuerdo al principio de Aufbau. Se inicia por aquellos de menor energía a aquellos contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el físico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho o regla de Madelung.
Los orbitales se 'llenan' respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos orientaciones del giro del electrón sin antes de que los restantes números cuánticos magnéticos de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía.
Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con el número cuántico l.
Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).
La subcapa 2p tiene tres orbitales
La Regla del Serrucho es este diagrama que ayuda en gran medida para precisar el orden en que los electrones van ocupando los orbitales atómicos de los átomos. En varios textos se le llama Regla de la Lluvia, siendo de poca a ninguna importancia el modo de llamarle. Los orbitales son: 1s, 2s,2p...
El número o coeficiente que figura en cada orbital se llama número cuántico principal, n y coincide con el período de la Tabla Periódica.
La letra del nombre de cada orbital responde al llamado número cuántico azimutal o secundario, l, existiendo el siguiente convenio de asignación:
para l = 0 el orbital se nomina s;
cuando l = 1, p;
cuando l = 2, d;
cuando l = 3, f;
cuando l = 4, g, etc.
Por ejemplo, un orbital 7d tiene de número cuántico principal 7 y de número cuántico azimutal 2.
Por otro lado, en los orbitales tipo s caben 2 electrones; en los p, 6; en los d, 10; en los f, 14; en los g, 18…
El diagrama de Moeller es simplemente una aplicación de la llamada regla de Madelung según la cual el orden de ocupación de los orbitales atómicos sigue las siguientes normas:
Se llenan primero los orbitales de menor valor n+l;
Para dos orbitales con el mismo valor n+l, se llena primero el de menor n
Es decir, la regla establece que el orden de ocupación es el siguiente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s, 5g, 6f, 7d, 8p, 9s…
que es el mismo que señalan las flechas del diagrama de Moeller.
Si un átomo tiene un solo electrón, este se colocará en el orbital 1s, pero si tiene 5, dos de ellos se colocarán en el 1s (pues en el orbital s no caben más que dos electrones) otros dos en el 2s y el restante en el 2p.
Configuración electrónica
En general, para escribir la configuración electrónica de un elemento químico determinado solo hay que conocer su número de electrones, es decir, su número atómico, Z, el cual se obtiene inmediatamente de la tabla periódica. Basta ir colocando los Z electrones en el orden indicado por las flechas del diagrama.
Por ejemplo, siguiendo esa regla podemos construir fácilmente la configuración electrónica del lantano (Z = 57):
57La: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s2 4f1
Pero la regla de Moeller es una regla, y como toda regla tiene excepciones. Y muchas. Entre otros elementos, el lantano es una excepción, ya que su configuración electrónica verdadera no es la anterior, sino:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s2 5d1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s2 5d1
Excepciones a la regla de Madelung
La verdadera configuración electrónica de un elemento químico solo se puede conocer empíricamente gracias a la ciencia de la espectroscopía, que permite medir en el laboratorio las energías electrónicas reales. En virtud de experimentos espectroscópicos se ha llegado a la conclusión de que existen las siguientes excepciones en las configuraciones electrónicas de los elementos en relación con las configuraciones teóricas indicadas por el diagrama de Moeller:
| Grupo 1 | IA | IA | Metales alcalinos |
| Grupo 1 |
Z
|
Elemento
|
Configuración electrónica
|
| 24 | Cromo | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 |
| 28 | Níquel(*) | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d9 |
| 29 | Cobre | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 |
| 41 | Niobio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d4 |
| 42 | Molibdeno | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d5 |
| 44 | Rutenio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d7 |
| 45 | Rodio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d8 |
| 46 | Paladio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p64d10 |
| 47 | Plata | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d10 |
| 57 | Lantano | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 5d1 |
| 58 | Cerio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d105p6 6s2 4f1 5d1 |
| 64 | Gadolinio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f7 5d1 |
| 78 | Platino | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d9 |
| 79 | Oro | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d10 |
| 89 | Actinio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 6d1 |
| 90 | Torio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 6d2 |
| 91 | Protactinio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f2 6d1 |
| 92 | Uranio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f3 6d1 |
| 93 | Neptunio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f4 6d1 |
| 96 | Curio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f7 6d1 |
| 103 | Lawrencio | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f14 7p1 |
(*) La configuración del níquel es controvertida. Hay autores que aseguran que no constituye una excepción y que su configuración es la indicada por el diagrama de Moeller: 1s22s2
2p63s23p64s23d8
Principio de exclusion de Pauli
“Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales”
Si dos electrones tienen iguales n, l y m, se encuentran en el mismo orbital, y, por tanto ,es necesario que un electrón tenga un s =+1/2 y el otro un s=-1/2
Analicemos el siguiente ejemplo con el helio: 2He:
Analicemos el siguiente ejemplo con el helio: 2He:
Principio de llenado progresivo Aufbau (en alemán)
Los electrones pasan a ocupar los orbitales de menor energía, y progresivamente se van llenando los orbitales de mayor energía.
Según el principio de Aufbau, la configuración electrónica de un átomo se expresa mediante la secuencia siguiente:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d…
La regla del serrucho nos ayuda a llenar adecuadamente esta serie.
Regla de Hund
Los orbitales con igual nivel de energía (orbitales con el mismo número cuántico n y el mismo número cuántico l), se llenan progresivamente de manera que siempre exista un mayor número de electrones desapareados.
Para comprender esto estudiemos a los orbitales 2p, se tienen que llenar con 4 electrones, por tanto:
Gracias a la nueva regla del octeto, se logra reconocer los intensos efectos que ejerce la regla de Hund sobre el principio de Madelung en el relleno de los niveles de energía distintos al subnivel que se viene llenando, este reconocimiento ayuda la explicación de cada una de las anomalías en la configuración electrónica. La regla de máxima multiplicidad de Hund, se explica de acuerdo al grado de acercamiento espacial que existe entre los distintos llenados en orbitales de diferentes niveles de energía en el átomo. Al llenarse los orbitales en un subnivel de energía como los tres (3) orbitales p, los cinco (5) orbitales d o los siete (7) orbitales f, los electrones en algunos átomos se irán distribuyendo de forma progresiva y ordenada siempre que sea posible, con sus espines paralelos, inicialmente sin importar la orientación que tengan los espines electrónicos en el subsiguiente nivel de energía que en la mayoría de los casos es el subnivel s pero en otras es el subnivel d, esta libertad del espín es permitida solo hasta cierta distancia de cercanía que se presente entre el subnivel que se vienen llenando con el subsiguiente nivel atómico. La configuración de mayor estabilidad es cuando están presentes los dos niveles con espines paralelos. Decimos algunos elementos porque esto es cierto solo para los subniveles d y p que se vienen llenando pero que no están ubicados después de los lantánidos o actínidos como es el caso del platino, porque en ese caso se cumple es la regla de Hund contraria es decir: comienzan a llenarse los orbitales pero primero en forma apareada, sin importar el espín subsiguiente ordenadamente se van llenando hasta llegar acercarse en el llenado del tercer orbital del subnivel d, momento en que la cercanía con el subsiguiente ocasiona inversamente a un “Hund modificado,” por ejemplo en el platino. Este trabajo con la regla de Hund extendida al siguiente nivel, también explica la ionización en los metales de transición.
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:, pero en esta sección nos centraremos en la configuración electrónica.
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 IA)
Metales alcalinotérreos (grupo IIA)
Halógenos (grupo VIIA)
Gases nobles (grupo VIIIA)
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:
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:
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)
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)
Recomendable consultar:
* www.quimicaparaingenieros.com/diagrama-de-orbitales
* http://wwwonlinechemistry.blogspot.com/2011/07/configuracion-electronica.html?m=1
Recomendable consultar:
* www.quimicaparaingenieros.com/diagrama-de-orbitales
* http://wwwonlinechemistry.blogspot.com/2011/07/configuracion-electronica.html?m=1
