de reglas y principios, que son:
1 Regla de Hund: los electrones se distribuyen en el átomo de menor a mayor energía ocupando primero los orbitales más cercanos al núcleo y dentro de una misma subcapa; los electrones comienzan a colocarse uno en cada orbital, de forma que cuando ya no quedan más orbitales libres, rellenan los que tenían un electrón.
2 Principio de exclusión de Pauli: en un átomo, no se puede tener dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
3 Regla de Möeller: resume el orden de energía de los orbitales e indica cuáles serán ocupados antes.
Se van indicando por orden los distintos orbitales ocupados por electrones y el número de electrones que tienen, siguiendo la regla de Möeller. Se termina de llenar cuando se llega al número total de electrones que corresponde a ese elemento (indicado por el número atómico). Se recuerda que:
1 Un orbital s admite como máximo 2 e–.
2 Un orbital p admite como máximo 6 e–.
3 Un orbital d admite como máximo 10 e–.
4 Un orbital f admite como máximo 14 e–.
Ejemplo
Determinar la configuración electrónica de los siguientes elementos, cuyos número atómicos se facilitan entre paréntesis: H (Z = 1); C (Z = 6); Rb (Z = 37)
H : 1s1
C : 1s2 2s2 2p2
Rb : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
Se dice que dos o más átomos o iones son isoelectrónicos si tienen el mismo número de electrones, como por ejemplo el Cl- (su número atómico es 17, pero su carga 1- indica que ha ganado un electrón, por tanto, tiene 18 electones) y el K+ (su número atómico es 19, pero su carga 1+ indica que ha perdido un electrón, por tanto tiene 18 electrones). Las especies isoelectrónicas tienen la misma configuración electrónica.
Nota
Al ión se le suman electrones si es un anión (carga negativa) o se restan si es un catión (carga positiva). Na + (Z = 11, pero pierde un electrón): 1s2 2s2 2p6. Cl – (Z = 17, pero gana un electrón): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
Aplicación práctica
Escriba las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes: Al (Z = 13); Na+ (Z = 11); O2– (Z = 8) e indique cuál de ellos son isoelectrónicos.
SOLUCIÓN
El Na+ tiene número atómico 11, pero su carga 1+ indica que ha perdido un electrón, por tanto tiene 10 electrones y el O2– tiene un número atómico de 8, pero ha ganado 2 electrones tal y como indica su carga 2–, por tanto el Na+ y el O2– son isoelectrónicos con 10 electrones cada uno. Las configuraciones electrónicas de cada elemento siguiendo el diagrama de Möeller son:
1 Al : 1s22s22p63s23p1
2 Na+ : 1s22s22p6
3 O2– : 1s22s22p6
7. Propiedades periódicas
Como se ha mencionado en apartados anteriores, los elementos químicos se clasifican y ordenan en la tabla periódica según sus propiedades, la cuales son las que se describen a continuación.
7.1. Radio atómico
El tamaño o radio de un átomo viene determinado por el tamaño de la corteza electrónica. Fundamentalmente, depende de dos factores:
1 El número de capas que posee el átomo, que viene determinado por número cuántico principal (n); de forma que cuanto mayor sea este número, mayor es el radio del átomo. Al bajar en un mismo grupo (columna), los electrones externos pasan más tiempo lejos del núcleo, lo que hace que aumente el tamaño del átomo, por tanto, el radio atómico aumenta al desplazarse de arriba hacia abajo en un mismo grupo.
2 La carga nuclear efectiva, que es la responsable de atraer a los electrones, incluidos lo más externos, hacia el núcleo. Cuanto mayor sea dicha carga, mayor es la atracción y, por tanto, menor es el radio del átomo, por tanto, dentro de un mismo período (fila) el radio atómico disminuye al desplazarse de izquierda a derecha.
Ejemplo
Ordenaremos los siguientes átomos de menor a mayor radio atómico: P (Z = 15); S (Z = 16); As (Z = 33); Se (Z = 34).
El fósforo (P) y el azufre (S) se encuentran en el mismo período, situándose el S a la derecha del P, por tanto cabe esperar que el radio atómico del primero sea menor que el del P (se recuerda que el radio atómico aumenta de derecha a izquierda). Con el mismo razonamiento se espera que el radio atómico del selenio (Se) sea menor que el del arsénico (As). A su vez, el P y el As se encuentran en el mismo grupo, así como el S y el Se, por tanto, se espera que los radios atómicos del P y S sean menores que los de As y Se, respectivamente (se recuerda que el radio atómico aumenta conforme se baja en un mismo grupo).
Por consiguiente, el S tiene el radio atómico más pequeño y el As el más grande. Pero, entre el P y el Se, ¿cuál de ellos tiene menor radio atómico? Para responder a esta pregunta se ha de partir de que, normalmente, el aumento del radio al bajar por un mismo grupo tiene mayor importancia que el efecto de desplazarse de derecha a izquierda, con lo cual el P tiene menor radio atómico que el Se.
De manera que la distribución queda de la siguiente forma: S < P < Se < As.
Cuando se está estudiando el tamaño de los iones se han de tener en cuenta las dos siguientes particularidades:
1 En los cationes (iones con carga positiva) se reducen las repulsiones entre los electrones, por tanto, los cationes son más pequeños que los átomos con carga neutra del mismo elemento.
2 En los aniones (iones con carga negativa) aumentan las repulsiones entre electrones, haciendo que estos se extiendan más en el espacio, por tanto, los aniones son más grandes que los átomos con carga neutra del mismo elemento.
3 En iones con la misma carga, el tamaño aumenta al bajar por el mismo grupo.
Si hay una serie
