5.17: Configuraciones Electrónicas y Tabla Periódica

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La forma larga comúnmente utilizada de la tabla periódica está diseñada para enfatizar las configuraciones de electrones. Dado que son los electrones más externos (valencia) los que están principalmente involucrados en las interacciones químicas entre los átomos, el último electrón agregado a un átomo en el proceso de acumulación es de mucho más interés para un químico que el primero. Este último electrón se llama el electrón distintivo porque distingue un átomo del inmediatamente anterior en la tabla periódica. El tipo de subcaparazón (s, p, d, f) en el que se coloca el electrón distintivo está muy estrechamente relacionado con el comportamiento químico de un elemento y da lugar a la clasificación mostrada por la codificación de colores en la tabla periódica que se ve aquí. Los elementos representativos son aquellos en los que el electrón distintivo entra en una subcapa s o p. La mayoría de los elementos cuya química y valencia hemos discutido hasta ahora caen dentro de esta categoría. Muchas de las propiedades químicas de los elementos representativos se pueden explicar a partir de diagramas de Lewis. Es decir, las valencias de los elementos representativos pueden predecirse sobre la base del número de electrones de valencia que tengan, o a partir del número de electrones que habría que sumar para alcanzar la misma configuración electrónica que un átomo de un gas noble. Para los elementos representativos el número de electrones de valencia es el mismo que el número de grupo periódico, y el número necesario para que coincida con la siguiente configuración de gas noble es 8 menos el número de grupo. Esto concuerda con las reglas de valencia derivadas de la tabla periódica, y da como resultado fórmulas para cloruros de la primera docena de elementos que muestran la variación periódica de valencia.

Fórmulas para cloruros de la primera docena de elementos que muestran la variación periódica de valencia
Element	Peso atómico	Compuestos de Hidrógeno	Compuestos de Oxígeno	Compuestos de Cloro
Hidrógeno	1.01	H ₂	H ₂ O, H ₂ O ₂	HCl
Helio	4.00	Ninguno formado	Ninguno formado	Ninguno formado
Litio	6.94	LiH	Li ₂ O, Li ₂ O ₂	LiCl
Berilio	9.01	BeH ₂	BeO	BecL ₂
Boro	10.81	B ₂ H ₆	B ₂ O ₃	BCl ₃
Carbono	12.01	CH ₄, C ₂ H ₆, C ₃ H ₈	CO ₂, CO, C ₂ O ₃	CCl ₄, C ₂ Cl ₆
Nitrógeno	14.01	NH ₃, N ₂ H ₄, HN ₃	N ₂ O, NO, NO ₂, N ₂ O ₅	NCl ₃
Oxígeno	16.00	H ₂ O, H ₂ O ₂	O ₂, O ₃	<Cl ₂ O, ClO ₂, Cl ₂ O ₇
Flúor	19.00	HF	DE ₂, O ₂ F ₂	CLF, CLf ₃, CLf ₅
Neón	20.18	Ninguno formado	Ninguno formado	Ninguno formado
Sodio	22.99	NaH	Na ₂ O, Na ₂ O ₂	NaCl
Magnesio	24.31	MgH ₂	MgO	MgCl ₂

Las tres primeras filas o periodos horizontales de la tabla periódica moderna constan enteramente de elementos representativos. En el primer periodo los electrones distintivos para H y He están en la subcapa de 1 s. A lo largo del segundo período Li y Be tienen electrones distintivos en la subcapa 2 s, y los electrones se están agregando a la subcapa 2 p en los átomos de B a Ne. En el tercer periodo la subcapa de 3 s está llenando para Na y Mg, y por lo tanto Al, Si, P, S, Cl y Ar. Como regla general, en el caso de los elementos representativos, el electrón distintivo estará en una subcapa ns o np. El valor de n, el número cuántico principal para el electrón distintivo, se puede determinar rápidamente mediante la cuenta regresiva desde la parte superior de la tabla periódica. Por ejemplo, el yodo es un elemento representativo en el quinto periodo. Por lo tanto, el electrón distintivo debe ocupar ya sea la subcapa de 5 s o 5 p. Ya que estoy en el lado derecho de la mesa, 5 p es la elección correcta.

Cuando el número cuántico principal es tres o más, también son posibles subconchas de tipo d. Los elementos de transición o metales de transición son aquellos elementos cuyo electrón distintivo se encuentra en un orbital d. Los primeros ejemplos de metales de transición (Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) se encuentran en el cuarto periodo a pesar de que el electrón distintivo en cada caso es un electrón de 3 d y pertenece a la tercera concha. Este paréntesis resulta, como ya hemos visto, porque los 4 s son menores en energía que los 3 d. El orbital de 4 s comienza así a llenarse, comenzando el cuarto periodo antes de que cualquiera de los orbitales de 3 d pueda quedar ocupado.

La figura\(\PageIndex{1}\) compara las distribuciones de probabilidad de un electrón de 4 s y 3 d en un átomo de V. Aunque la nube de electrones de 4 s se encuentra más alejada del núcleo en promedio que la nube de 3 d, una pequeña porción de la densidad de electrones de 4 s se encuentra muy cerca del núcleo donde apenas se protege de la carga nuclear total de +23. Es la fuerza de atracción muy fuerte de esta pequeña fracción de la densidad electrónica total de 4 s la que disminuye la energía del electrón de 4 s por debajo de la de los 3 d.

Figura\(\PageIndex{1}\) Comparación de nubes de electrones 3d (gris) y 4s (rojas) para un átomo de vanadio.

El hecho de que la nube de electrones de 4 s sea más extensa que la de 3 d tiene una influencia importante en la química de los elementos de transición. Cuando un átomo como V (Figura\(\PageIndex{1}\)) interactúa con otro átomo, son los electrones de 4 s que se extienden más lejos del núcleo los que primero contactan con el otro átomo. Así, los electrones de 4 s suelen ser más significativos que los 3 d en la determinación de valencia y las fórmulas de compuestos. Los electrones de 3 d están “enterrados” bajo las superficies de los átomos de los metales de transición. Agregar un electrón más de 3 d tiene un efecto considerablemente menor en sus propiedades químicas que la adición de un electrón más de 3 s o 3 p en el caso de los elementos representativos. De ahí que haya una transición lenta pero constante en las propiedades de un elemento de transición a otro. Observe, por ejemplo, que a excepción de Sc, todos los metales de transición forman cloruros, MCl2, donde el metal tiene una valencia de 2; ejemplos son TiCl2, VCl2, CrCl2, y así sucesivamente. Esto se puede ver en la tabla que se encuentra en la parte superior de esta página. La valencia de 2 corresponde con los dos electrones de valencia 4s.

Cada uno de los metales de transición también exhibe otras valencias donde uno o más de los electrones de 3 d también están involucrados. Por ejemplo, en algunos compuestos V (vanadio) tiene una valencia de 2 (VO, VCl ₂) en otros tiene una valencia de 3 (V ₂ O ₃, VCl ₃), en otros tiene una valencia de 4 (VO ₂, VCl ₄), y en al menos un caso (V ₂ O ₅) tiene una valencia de 5. La química de los metales de transición es más complicada y es posible una mayor variedad de fórmulas para compuestos de metales de transición debido a esta valencia variable. En algunos casos los electrones en las subcapas d actúan como electrones de valencia, mientras que en otros casos no lo hacen. Aunque las nubes de electrones de 3 d no se extienden más lejos del núcleo que 3 s y 3 p (y por lo tanto no constituyen otra capa como lo hacen los electrones de 4 s), están completamente blindadas de la carga nuclear y por lo tanto a menudo actúan como electrones de valencia. Este comportamiento de Jekyll y Hyde de los electrones de 3 d hace que la vida sea más complicada (y a menudo mucho más interesante) para los químicos que estudian los elementos de transición.

Tabla 1: Configuraciones de electrones atómicos
Z	Element	Configuración
1	H	1 s ¹
2	Él	1 s ²

3	Li	[Él] 2 s ¹
4	Be	[Él] 2 s ²
5	B	[Él] 2 s ² 2 p ¹
6	C	[Él] 2 s ² 2 p ²
7	N	[Él] 2 s ² 2 p ³
8	0	[Él] 2 s ² 2 p ⁴
9	F	[Él] 2 s ² 2 p ⁵
10	Ne	[Él] 2 s ² 2 p ⁶

11	Na	[Ne] 3 s ¹
12	Mg	[Ne] 3 s ²
13	Al	[Ne] 3 s ² 3 p ¹
14	Si	[Ne] 3 s ² 3 p ²
15	P	[Ne] 3 s ² 3 p ³
16	S	[Ne] 3 s ² 3 p ⁴
17	Cl	[Ne] 3 s ² 3 p ⁵
18	Ar	[Ne] 3 s ² 3 p ⁶

19	K	[Ar] 4 s ¹
20	Ca	[Ar] 4 s ²
21	Sc	[Ar] 3 d ¹ 4 s ²
22	Ti	[Ar] 3 d ² 4 s ²
23	V	[Ar] 3 d ³ 4 s ²
24	Cr	[Ar] 3 d ⁵ 4 s ¹
25	Mn	[Ar] 3 d ⁵ 4 s ²
26	Fe	[Ar] 3 d ⁶ 4 s ²
27	Co	[Ar] 3 d ⁷ 4 s ²
28	Ni	[Ar] 3 d ⁸ 4 s ²
29	Cu	[Ar] 3 d ¹⁰ 4 s ¹
30	Zn	[Ar] 3 d ¹⁰ 4 s ²
31	Ga	[Ar] 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ¹
32	Ge	[Ar] 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ²
33	Como	[Ar] 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ³
34	Se	[Ar] 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁴
35	Br	[Ar] 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁵
36	Kr	[Ar] 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁶

37	Rb	[Kr] 5 s ¹
38	Sr	[Kr] 5 s ²
39	Y	[Kr] 4 d ¹ 5 s ²
40	Zr	[Kr] 4 d ² 5 s ²
41	Nb	[Kr] 4 d ⁴ 5 s ¹
42	Mo	[Kr] 4 d ⁵ 5 s ¹
43	Tc	[Kr] 4 d ⁵ 5 s ²
44	Ru	[Kr] 4 d ⁷ 5 s ¹
45	Rh	[Kr] 4 d ⁸ 5 s ¹
46	Pd	[Kr] 4 d ¹⁰
47	Ag	[Kr] 4 d ¹⁰ 5 s ¹
48	Cd	[Kr] 4 d ¹⁰ 5 s ²
49	En	[Kr] 4 d ¹⁰ 5 s ² 5 p ¹
50	Sn	[Kr] 4 d ¹⁰ 5 s ² 5 p ²
51	Sb	[Kr] 4 d ¹⁰ 5 s ² 5 p ³
52	Te	[Kr] 4 d ¹⁰ 5 s ² 5 p ⁴
53	I	[Kr] 4 d ¹⁰ 5 s ² 5 p ⁵
54	Xe	[Kr] 4 d ¹⁰ 5 s ² 5 p ⁶

55	Cs	[Xe] 6 s ¹
56	Ba	[Xe] 6 s ²
57	La	[Xe] 5 d ¹ 6 s ²
58	Ce	[Xe] 4 f ¹ 5 d ¹ 6 s ²
59	Pr	[Xe] 4 f ³ 6 s ²
60	Nd	[Xe] 4 f ⁴ 6 s ²
61	Pm	[Xe] 4 f ⁵ 6 s ²
62	Sm	[Xe] 4 f ⁶ 6 s ²
63	Eu	[Xe] 4 f ⁷ 6 s ²
64	Gd	[Xe] 4 f ⁷ 5 d ¹ 6 s ²
65	Tb	[Xe] 4 f ⁹ 6 s ²
66	Dy	[Xe] 4 f ¹⁰ 6 s ²
67	Ho	[Xe] 4 f ¹¹ 6 s ²
68	Er	[Xe] 4 f ¹² 6 s ²
69	Tm	[Xe] 4 f ¹³ 6 s ²
70	Yb	[Xe] 4 f ¹⁴ 6 s ²
71	Lu	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ¹ 6 s ²
72	Hf	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ² 6 s ²
73	Ta	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ³ 6 s ²
74	W	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ⁴ 6 s ²
75	Re	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ⁵ 6 s ²
76	0s	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ⁶ 6 s ²
77	Ir	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ⁷ 6 s ²
78	Pt	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ⁹ 6 s ¹
79	Au	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ¹⁰ 6 s ¹
80	Hg	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ¹⁰ 6 s ²
81	Tl	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ¹⁰ 6 s ² 6 p ¹
82	Pb	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ¹⁰ 6 s ² 6 p ²
83	Bi	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ¹⁰ 6 s ² 6 p ³
84	Po	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ¹⁰ 6 s ² 6 p ⁴
85	En	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ¹⁰ 6 s ² 6 p ⁵
86	Rn	[Xe] 4 f ¹⁴ 5 d ¹⁰ 6 s ² 6 p ⁶

87	Fr	[Rn] 7 s ¹
88	Ra	[Rn] 7 s ²
89	Ac	[Rn] 6 d ¹ 7 s ²
90	Th	[Rn] 6 d ² 7 s ²
91	Pa	[Rn] 5 f ² 6 d ¹ 7 s ²
92	U	[Rn] 5 f ³ 6 d ¹ 7 s ²
93	Np	[Rn] 5 f ⁴ 6 d ¹ 7 s ²
94	Pu	[Rn] 5 f ⁶ 7 s ²
95	Am	[Rn] 5 f ⁷ 7 s ²
96	Cm	[Rn] 5 f ⁷ 6 d ¹ s ²
97	Bk	[Rn] 5 f ⁹ s ²
98	Cf	[Rn] 5 f ¹⁰ s ²
99	Es	[Rn] 5 f ¹¹ s ²
100	Fm	[Rn] 5 f ¹² s ²
101	Md	[Rn] 5 f ¹³ s ²
102	No	[Rn] 5 f ¹⁴ s ²
103	Lr	[Rn] 5 f ¹⁴ 6 d ¹ s ²
104	Rf	[Rn] 5 f ¹⁴ 6 d ² s ²

La tercera categoría principal de elementos surge cuando el electrón distintivo ocupa una subcapa f. El primer ejemplo ocurre en el caso de los lantanoides (elementos que tienen números atómicos entre 57 y 71) .Los lantanoides tienen la configuración electrónica general

[Kr] 4 d ¹⁰ 4 f ⁱ 5 s ² 5 p ⁶ 5 d ⁰ ^o ¹ 6 s ²

donde i es un número entre 0 y 14. Así, en el proceso de acumulación de los lantanoides, se están agregando electrones a una subcapa (4 f) cuyo número cuántico principal es dos menor que el del orbital más externo (6 s). La adición de otro electrón a una capa interna enterrada tan profundamente como el 4 f tiene poco o ningún efecto sobre las propiedades químicas de estos elementos. Todos son bastante similares al lantano (La) y podrían encajar exactamente en el mismo espacio en la tabla periódica que La. Los elementos lantanoides son tan similares entre sí que se requieren técnicas especiales para separarlos. Como resultado, incluso muestras aproximadamente puras de la mayoría de ellas no se prepararon hasta la década de 1870. Siguiendo el elemento actinio (Ac) se encuentra una serie de átomos en los que se está llenando la subcubierta 5 f. Los actinoides son algo menos similares a Ac que los lantanoides a La porque algunas excepciones al orden habitual de llenado de orbitales ocurren en el caso de Th, Pa y U (Tabla\(\PageIndex{1}\)).

Figura\(\PageIndex{2}\): Tabla periódica que muestra los subshells que distinguen regiones de la tabla periódica. Nota: a pesar de que se encuentra en la región p-subshell de la tabla periódica, la casilla para He es púrpura, no verde, ya que el s-subshell se rellena en He, no el p-subshell.

Debido a que los lantanoides y la mayoría de los actinoides se comportan químicamente como si encajaran en el grupo IIIB de la tabla periódica (donde se encuentran Lu y Lr), ambos grupos se separan del resto de la tabla y se colocan juntos en un bloque debajo. Tomados en conjunto, los lantanoides y actinoides se denominan elementos de transición internos porque las subcapas f que se llenan se encuentran tan profundamente dentro de la estructura electrónica restante de sus átomos.

La figura\(\PageIndex{2}\) resume el tipo de subcubierta en la que se encuentra el electrón distintivo para átomos de elementos en diversas regiones de la tabla periódica. Esta información resumida hace que sea relativamente sencillo usar la tabla periódica para obtener configuraciones de electrones, como muestra el siguiente ejemplo.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\): Electron Configuration

Obtener la configuración electrónica para (a) Nb; (b) Pr.

Solución

a) Nb, elemento número 41, se encuentra en el quinto periodo y en una región de la tabla periódica donde se está llenando una subcapa d (la segunda serie de transición). Moviéndose hacia atrás (hacia números atómicos más bajos) a través de la tabla periódica, el gas noble más cercano es Kr, y así usamos el kernel Kr:

Nb [Kr] _____

El siguiente elemento después de ₃₆ K es ₃₇ Rb en el que se está llenando el subcaparazón 5s. Moviéndose a la derecha un espacio más, llegamos a ₃₈ Sr el cual tiene un par 5 s ². Hasta el momento tenemos Nb [Kr] _____ 5 s ² para la configuración Nb. Ahora nos movemos más a la derecha en la región subshell de 4 d de la tabla periódica y contamos sobre tres espacios (Y, Zr, Nb) para llegar a Nb. La configuración electrónica total es así Nb [Kr] 4 d ³ 5 s ² (Obsérvese que el número cuántico principal de la subcapa d es 4 ― uno menos que el número del período. Además, si nos fijamos en la tabla de configuraciones de electrones, cabe señalar que Nb es una excepción a las reglas típicas de llenado orbital) b) Se sigue un procedimiento similar para Pr, elemento número 59. Moviéndose hacia atrás a través de la mesa, el gas noble más cercano es Xe, y así usamos el kernel Xe. Contando de nuevo hacia adelante, Cs y Ba corresponden a 6 s ². Entonces La, Ce y Pr corresponden a tres electrones más en la subcapa 4 f. La configuración es así Pr ... [Xe] 4 f ³ 6 s ²

Se necesita enfatizar un punto más sobre la relación entre la configuración electrónica y la tabla periódica. Los átomos de los elementos en la misma columna vertical de la tabla tienen configuraciones electrónicas similares. Por ejemplo, considere los elementos alcalino-térreo (grupo IIA). Usando nuestras reglas para derivar configuraciones de electrones (Ejemplo 1) tenemos

derivar configuraciones de electrones
Element	Configuración de electrones	Diagrama de Lewis
Be	[Él] 2 s ²	Ser:
Mg	[Ne] 3 s ²	Mg:
Ca	[Ar] 4 s ²	Ca:
Sr	[Kr] 5 s ²	Sr:
Ba	[Xe] 6 s ²	Ba:
Ra	[Rn] 7 s ²	Ra:

Así, las similitudes de comportamiento químico y valencia señaladas anteriormente para estos elementos se correlacionan con las similitudes de sus nubes de electrones más externas. Tales similitudes explican el éxito de las predicciones de Mendeleev sobre las propiedades de elementos no descubiertos.