LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA

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Para determinar el grupo al que pertenece un elemento representativo se suman los índices de los electrones en los orbitales s y p de su último nivel.

Por ejemplo:

CE 3Li = 1s2 2s1 CEE: 2s1 → grupo 1, período 2

CE 15P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 CEE: 3s2 3p3 → grupo 15, período 3

CE 34Se = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 CEE: 4s2 4p4 → grupo 16, período 4

Observar que si bien en el nivel 4 aparece intercalado el subnivel 3d, este es del nivel anterior y además se encuentra completo. No se tiene en cuenta para determinar la CEE.

CE 28Ni = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 CEE: 4s2 3d8 → grupo B, período 4

En este caso, el elemento no terminó de completar el subnivel anterior. Es un elemento de transición porque está completando subnivel d. El período al que corresponde es el 4, ya que tiene electrones ocupando el orbital s de ese nivel, aunque no terminó de completar el nivel anterior.

Configuración electrónica resumida (CER):

Podemos escribir la configuración electrónica de los elementos como la configuración electrónica del gas inerte anterior, (que completa todos los niveles de energía anteriores) más la configuración electrónica del nivel que está llenando el elemento. Las CER son las que aparecen en las tablas periódicas, en algunos casos con modificaciones, en especial en los elementos de transición. Nosotros las escribimos según la regla de las diagonales.

Usando los ejemplos anteriores:

CE

CER

3Li = 1s2 2s1

3Li = [ He ] 2s1

15P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

15P = [ Ne ] 3s2 3p3

34Se = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4

34Se = [ Ar] 4s2 3d10 4p4

La formación de iones:

En los elementos representativos la tendencia general es llegar a la configuración electrónica del gas inerte más cercano, es decir completar el nivel de energía con 8 electrones, ganando o perdiendo electrones. A esta regla se la llama Regla del Octeto.

El estado de menor energía en la estructura electrónica de un átomo es el que tiene el último nivel electrónico completo. Ese estado lo presentan los gases inertes o nobles. Estos elementos son químicamente muy estables porque cuentan con los 8 electrones en el último nivel, y no tienen capacidad de combinación con otros elementos, ni siquiera con átomos del mismo tipo. Por eso aparecen en la naturaleza como gases monoatómicos.

En sentido contrario, el sodio por ejemplo no se encuentra en la naturaleza como una sustancia elemental. Siempre aparece como el ión Na+ (formando compuestos como el cloruro de sodio de los salares), lo que significa que el sodio con todos sus electrones se encuentra en un estado de alta energía y tiene fuerte tendencia a perder el único electrón que tiene en la última capa electrónica.

El flúor, del otro lado de la tabla, al lado del grupo de los Gases Inertes, nunca se encuentra en la naturaleza como sustancia monoatómica, sino combinado y formando el ión F-, lo que indica su fuerte tendencia a ganar un electrón.

En resumen, los elementos de la izquierda de la tabla tenderán a perder fácilmente electrones y forman iones positivos. Los elementos de la derecha tienen la tendencia contraria, es decir no a perder sino a ganar electrones, y a formar iones negativos.

Metales, no metales y gases inertes:

Todos los elementos tienden a intercambiar electrones como para completar la última capa o nivel. Así tenemos otra forma de clasificar a los elementos:

- Los metales pierden electrones de modo de quedar con la capa electrónica anterior completa, quedando con la misma cantidad de electrones que el gas inerte anterior.

- Los no metales ganan electrones como para completar el nivel energético y de este modo quedar con la estructura electrónica del gas inerte siguiente.

- Los metaloides o semi metales tienen comportamiento intermedio. Son los semiconductores usados en la fabricación de plaquetas de computación.

- Los gases inertes tienen la estructura electrónica completa en el último nivel. No tienen tendencia ni a ganar ni a perder electrones, por lo que se los considera fuera de la clasificación de metales o no metales.

[pic 4]

Distribución de los metales y los no metales en la Tabla Periódica

Formación de iones:

Para ver cuántos electrones un elemento gana o pierde, debemos primero ver si es metal o no metal y luego analizar su configuración electrónica externa.

Para los grupos III A, IV A y V A debemos ver que en un mismo grupo los elementos de menor número atómico son no metales y los mayores son metales.

Se llama ión a un átomo o grupo de átomos que presenta carga eléctrica. Los iones positivos se llaman cationes y los negativos se llaman aniones.

Los metales, con su tendencia a perder electrones, forman iones positivos o cationes. Los no metales, al ganar electrones forman iones negativos o aniones.

Algunos ejemplos:

El magnesio es un metal alcalinotérreo cuya CE es:

CE 12Mg = 1s2 2s2 2p6 3s2

Siendo metal, tiene facilidad en perder electrones. Perderá electrones de su último nivel de energía: los dos que ocupan el orbital 3s. Por lo tanto, el catión magnesio tendrá una carga eléctrica +2.

Ese valor de +2 significa que en total tiene: 12 cargas positivas de los 12 protones de su núcleo y 10 electrones que dan 10 cargas negativas. Entonces la carga total es:

+ 12 – 10 = + 2

El azufre es un no metal cuya CE es:

CE 16S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Tenderá a ganar dos electrones para completar el nivel de energía, formando un anión de carga -2. Esta