Distribución electrónica y propiedades de los elementos

Del modelo de Dalton al modelo cuántico

Las ideas sobre el átomo han cambiado a medida que aparecían nuevas evidencias. Esta es la secuencia, solo en cualitativo:

Para escribir la distribución de los electrones usamos el modelo cuántico. Cada electrón se describe con un nivel de energía ($n = 1, 2, 3\ldots$) y un subnivel ($s$, $p$, $d$, $f$).

Configuración electrónica

La configuración electrónica dice cuántos electrones hay en cada subnivel. Cada subnivel admite un máximo de electrones:

Los electrones ocupan primero los subniveles de menor energía (principio de Aufbau). El orden se recuerda con el diagrama de Moeller (las diagonales): se leen una por una, de arriba abajo, siguiendo cada diagonal de derecha a izquierda.

El orden de llenado es: $1s,\ 2s,\ 2p,\ 3s,\ 3p,\ 4s,\ 3d,\ 4p,\ 5s,\ 4d,\ 5p,\ 6s\ldots$

Dos reglas más:

• Principio de exclusión de Pauli: en un orbital caben como máximo 2 electrones, con espines opuestos.

• Regla de Hund: en subniveles con varios orbitales ($p$, $d$, $f$), los electrones se reparten primero de a uno en cada orbital y solo después se aparean.

La notación de kernel abrevia la configuración con el gas noble anterior entre corchetes. Por ejemplo, el sodio es $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1$, que se escribe $[\text{Ne}]\,3s^1$.

Electrones de valencia y ubicación en la tabla

Los electrones de valencia son los del nivel de energía más alto ocupado (el último nivel). Son los que participan en los enlaces. En el azufre, $3s^2\,3p^4$, son $2 + 4 = 6$.

La configuración permite ubicar el elemento sin mirar la tabla:

• Periodo = el número del nivel más alto ocupado ($n$).

• Grupo (numeración 1-18) para los bloques $s$ y $p$: en el bloque $s$ es el número de electrones de valencia; en el bloque $p$ es $10$ más los electrones de valencia. En la numeración antigua, los grupos A se escriben con los electrones de valencia (IA a VIIIA).

Según su posición, los elementos se clasifican así:

• Metales: a la izquierda y el centro. Brillan, conducen bien la electricidad y el calor, y tienden a perder electrones.

• No metales: arriba a la derecha. No conducen y tienden a ganar electrones.

• Metaloides: en la diagonal entre ambos (B, Si, Ge, As, Sb, Te). Tienen propiedades intermedias.

Propiedades periódicas

Muchas propiedades de los elementos se repiten de forma regular al recorrer la tabla. Todas se explican con dos ideas:

1. Carga nuclear efectiva ($Z_{ef}$): la atracción que el núcleo ejerce sobre los electrones de valencia. Es la carga del núcleo menos el "apantallamiento" de los electrones internos. En un periodo, $Z$ crece y el apantallamiento casi no cambia, así que $Z_{ef}$ aumenta hacia la derecha.

2. Distancia al núcleo: al bajar en un grupo se añaden niveles, y los electrones de valencia quedan más lejos y más apantallados.

Las propiedades principales son:

• Radio atómico: tamaño del átomo.

• Energía de ionización: energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo gaseoso.

• Electronegatividad: tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones de un enlace. Se mide en una escala (de Pauling) que va de 0,7 a 4,0, y el flúor es el máximo.

• Afinidad electrónica: energía que se libera cuando un átomo gana un electrón.

El porqué en un periodo: más protones atraen con más fuerza a los electrones del mismo nivel, y el átomo se encoge y cuesta más quitarles un electrón. En un grupo: el electrón de valencia está en un nivel más lejano, apenas lo sujeta el núcleo, y es más fácil quitarlo.

Energías de ionización sucesivas

Si se arranca un segundo electrón, hay que invertir una energía mayor que para el primero, porque el ion ya es positivo y retiene más a sus electrones. Pero hay un detalle clave: el salto es enorme cuando se empieza a arrancar un electrón de un nivel interno.

Para el sodio ($[\text{Ne}]\,3s^1$): $E_1 = 496$ kJ/mol y $E_2 = 4.562$ kJ/mol. El segundo electrón ya no es de valencia: pertenece al nivel $n = 2$, completo y muy cerca del núcleo. El salto grande aparece justo después de quitar todos los electrones de valencia.

Regla: si el salto grande ocurre entre $E_k$ y $E_{k+1}$, el elemento tiene $k$ electrones de valencia.

Formación de compuestos: iones y enlaces

Los gases nobles tienen 8 electrones de valencia (el helio, 2) y casi no reaccionan: esa configuración es muy estable. Los demás átomos tienden a completar 8 electrones en su último nivel (regla del octeto), ya sea cediendo, ganando o compartiendo electrones.

Enlace iónico

Un metal (baja energía de ionización) cede electrones y un no metal (alta electronegatividad) los gana. Se forman iones de carga opuesta que se atraen.

• El sodio pierde un electrón: $\text{Na} \to \text{Na}^+ + 1\,e^-$. Queda como $[\text{Ne}]$.

• El cloro gana uno: $\text{Cl} + 1\,e^- \to \text{Cl}^-$. Queda como $[\text{Ar}]$.

• Resultado: $\text{NaCl}$, la sal de cocina. Las minas de sal de Zipaquirá están hechas de este compuesto.

La fórmula sale de equilibrar las cargas. El calcio cede 2 electrones ($\text{Ca}^{2+}$) y cada cloro gana 1 ($\text{Cl}^-$), así que hacen falta dos cloros: $\text{CaCl}_2$.

Enlace covalente

Dos no metales no pueden quitarse electrones el uno al otro, así que los comparten. Cada par compartido es un enlace. En la estructura de Lewis se dibujan los electrones de valencia como puntos o rayas: cada raya entre átomos es un par compartido, y los pares que no se comparten son pares libres.

¿Qué tipo de enlace es?

Se compara la electronegatividad de los dos átomos con la diferencia $\Delta EN$. Un criterio muy usado:

Los límites son un criterio práctico, no una frontera exacta.

Resumen