Operaciones básicas del proceso, mezclas y disoluciones. QUIE0108

6. Configuración electrónica de los elementos

Consiste en indicar la distribución de los electrones que tiene un átomo de un elemento. Para ello, se sigue un orden de llenado de los electrones, para alcanzar el estado de máxima estabilidad posible, esto es, un estado en el que los electrones tienen la menor energía posible, por tanto, intentarán ocupar primero los orbitales con menor energía. El orden de llenado de los electrones se establece con una serie 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 O^2– tiene un número atómico de 8, pero ha ganado 2 electrones tal y como indica su carga 2–, por tanto el Na⁺ y el O^2– 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 isoelectrónica de iones, es decir, iones que poseen el mismo número de electrones, el radio atómico disminuye a medida que la carga nuclear (número atómico) aumenta, ya que los electrones son atraídos con más fuerza hacia el núcleo.

Ejemplo

Ordenar de menor a mayor tamaño los siguientes iones: S^2– (Z = 16), Cl ^– (Z = 17), K⁺ (Z = 19), Ca²⁺ (Z = 20).

Es una serie isoelectrónica, donde todos los iones tienen 18 electrones, se tiene: Ca²⁺<K⁺<Cl ^– <S^2-.

7.2. Potencial de ionización

Es la energía mínima que hay que suministrar a un átomo de un elemento para quitar un electrón de la última capa, venciendo así la atracción con el núcleo. Cuanto menor sea el número cuántico principal, es decir, cuanto mayor sea la atracción con el núcleo, más energía hay que suministrar, por tanto, el potencial de ionización aumenta al subir en un mismo grupo. Al desplazarse de izquierda a derecha dentro de un mismo período, la carga nuclear es mayor (mayor número atómico) y el potencial aumenta, ya que los electrones están más atraídos por el núcleo.

Así como la energía necesaria para quitar el primer electrón se denomina primer potencial de ionización (I₁), existe el segundo potencial de ionización (I₂), que es la energía a suministrar para quitar el segundo electrón, y así sucesivamente con el tercer potencial de ionización (I₃), etc. Cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es quitar el electrón (I₁ < I₂ < I₃ etc); esto se debe a que se necesita mayor energía para quitarle un electrón a un ión cada vez más positivo.

7.3. Afinidad electrónica (electro-afinidad)

Es un concepto contrario al potencial de ionización, entendiéndose que es la energía desprendida cuando un átomo del elemento en estado gaseoso capta un electrón en su última capa.

Esta propiedad mide la atracción del átomo por el electrón añadido, es decir, la facilidad con la que un átomo gana un electrón, mientras que el potencial de ionización medía la facilidad con la que un átomo pierde un electrón.

La afinidad electrónica aumenta a medida que se desplaza de izquierda a derecha en un mismo período, hasta llegar a los gases nobles, que como excepción, tienen la última capa llena. Conforme se desplaza en un mismo grupo no se aprecia demasiado cambio, aunque se considera que aumenta al ascender, al igual que el potencial de ionización.

7.4. Electronegatividad

Es una propiedad que mide la tendencia que tienen los átomos a atraer hacia su núcleo electrones compartidos con otros átomos durante el proceso de formación de moléculas o redes iónicas, en el cual se comparten electrones de sus capas más externas.

La electronegatividad de los elementos se mide en comparación con la del flúor, que es el más electronegativo, y, por tanto, se toma como referencia. Como se ha mencionado, los gases nobles, tienen la última capa llena, por lo que no tienden a formar enlaces, por tanto, tienen electronegatividad cero.

Nota

En general, esta propiedad varía al igual que el potencial de ionización y la afinidad electrónica, esto es, aumenta al desplazarse en un mismo período de izquierda a derecha y al ascender en un mismo grupo.

8. Nomenclatura y formulación química inorgánica

Formular consiste en expresar la fórmula química del compuesto, indicando el número de átomos de cada elemento que forma la molécula. A excepción de los gases nobles, que son muy estables en la naturaleza, todos los átomos tienden a ganar o perder electrones para completar con electrones la última capa o nivel energético y adquirir así la configuración del gas noble correspondiente. De este modo, entre un átomo que cede electrones y otro que los acepta, estos se unen entre sí formando lo que se denomina enlace químico.

Para nombrar los compuestos químicos se pueden usar tres nomenclaturas distintas aceptadas por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry):

1 Nomenclatura sistemática: consiste en nombrar la fórmula química de derecha a izquierda teniendo en cuenta los subíndices.

2 Nomenclatura de stock: también se nombra de derecha a izquierda, pero se incluye entre paréntesis y en números romanos la valencia con la que actúan los elementos (en el caso de que puedan actuar con más de una posible valencia).

3 Nomenclatura tradicional: también se lee de derecha a izquierda indicando el número de oxidación o valencia de los elementos con una serie de prefijos y sufijos, como se verá en cada caso.

8.1. Número de oxidación (NO)

El NO o valencia de un átomo en un compuesto químico es su capacidad de combinación o valencia acompañada del signo (+) o (-), signo que depende de si el átomo en cuestión es el más electropositivo (menos electronegativo) o electronegativo, respectivamente, de los que forman enlace.

También se puede definir el NO de un átomo como la carga que adquirirá dicho átomo si los electrones de sus enlaces se los quedara el átomo más electronegativo. La fórmula de todo compuesto químico ha de cumplir esta regla: “la suma de los NO de todos los átomos de un compuesto químico es igual a la carga total de dicho compuesto químico” (igual a 0 si el compuesto químico es neutro e igual a la carga del ión si el compuesto es iónico).

La siguiente tabla muestra los NO más frecuentes de los elementos más comunes:

(*) El catión mercurioso (catión dimercurio (I)) es diatómico Hg22+

Es importante tener siempre presente las siguientes consideraciones:

1 El NO del flúor es siempre -1.

2 El NO del oxígeno siempre es -2, salvo en los peróxidos que es -1.

3 El NO del hidrógeno siempre es +1, salvo en los hidruros metálicos que es -1.

4 El NO negativo de los no metales corresponde a la combinación no metal e hidrógeno, o bien, no metal y metal.

8.2. Sustancias simples

Son aquellas que están constituidas por un solo elemento. Algunas sustancias simples se presentan en forma monoatómica, como por ejemplo, los gases nobles: He, Ne, etc. Otras, se presentan en agrupaciones de distinto número de átomos o formas alotrópicas -distintas estructuras químicas-, como el oxígeno diatómico (O₂), el ozono triatómico (O₃), etc.

Sustancias que se presentan en forma diatómica son por ejemplo los siguientes gases conocidos: gas oxígeno (O₂), gas nitrógeno (N₂) y gas hidrógeno (H₂). Los metales forman redes cristalinas de un elevado número de átomos, y se representan simplemente mediante su símbolo.

La nomenclatura de las sustancas simples se indica con el nombre del elemento correspondiente.

8.3. Combinaciones binarias del hidrógeno (hidruros)

Son compuestos que resultan de la combinación entre el hidrógeno y un elemento metálico o no metálico.

En el primer caso (combinación del hidrógeno con un metal) se obtienen los denominados hidruros metálicos y en el segundo (combinación de un hidrógeno con un no metal), los hidruros no metálicos, formando con algunos halógenos (F, Cl, Br, I) y anfígenos (S, Se, Te) los denominados ácidos hidrácidos.

Hidruros metálicos (metal + hidrógeno: Mm+ + H1-)

La fórmula química de los hidruros metálicos es de la forma MH_m (m: valencia del metal), donde M es el símbolo químico del metal correspondiente.

A continuación, se escribe la forma de nombrar un hidruro metálico en las tres formas de nomenclatura:

1 Sistemática: prefijo (di, tri, tetra, penta, etc.) indicando el número de átomos de hidrógeno + hidruro de + nombre del metal.

2 Stock: hidruro de + nombre del metal + (valencia del metal en números romanos). Si puede actuar con más de una valencia se indica entre paréntesis, aunque si solo puede actuar con una no se indica. Lo cual es aplicable al resto de nomenclaturas.

3 Tradicional: hidruro + raíz del nombre del metal + sufijo –ico u –oso. Si el metal puede actuar con una sola valencia, se indica con el sufijo –ico; si puede actuar con dos posibles valencias se usa –ico para la mayor y –oso para la menor.

Ejemplo

AlH₃ (Trihidruro de aluminio; hidruro de aluminio; hidruro alumínico)

FeH₂ (Dihidruro de hierro; hidruro de hierro (II); hidruro ferroso)

FeH₃ (Trihidruro de hierro; hidruro de hierro (III); hidruro férrico)

Hidruros no metálicos (no metal + hidrógeno: Nn- + H1+)

Dentro de los no metales hay que distinguir entre los halógenos (grupo 17), anfígenos (grupo 16) y el resto (grupos 13, 14 y 15).

Anfígenos/halógenos + hidrógeno (ácidos hidrácidos)

La fórmula química de los hidruros no metálicos es de la forma HnN (n: valencia del no metal), donde N es el símbolo químico del no metal correspondiente.

A continuación, se escribe la forma de nombrar un ácido hidrácido en las tres formas de nomenclatura:

1 Sistemática: raíz del nombre del no metal + sufijo –uro + de hidrógeno.

2 Stock: raíz del nombre del no metal + sufijo –uro + de hidrógeno.

3 Tradicional: ácido + raíz del nombre del no metal + terminación –hídrico.

Los halógenos (F, Cl, Br, I) actúan con valencia -1 y los anfígenos (S, Se, Te) actúan con valencia -2 en la formación de ácido hidrácidos (combinación binaria halógeno/anfígeno + hidrógeno en disolución acuosa).

Ejemplo

HCl (Cloruro de hidrógeno; ácido clorhídrico).

H₂Se (Selenuro de hidrógeno; acido selenhídrico).

Resto de no metales + hidrógeno

La fórmula química de los hidruros no metálicos es de la forma NH_n (n: valencia del no metal), donde N es el símbolo químico del no metal correspondiente que no es el F, Cl, Br, I, S, Se o Te.

A continuación, se escribe la forma de nombrar estos compuestos en las tres formas de nomenclatura:

1 Sistemática: prefijo (di, tri, tetra, penta, etc.) indicando el número de átomos de hidrógeno + hidruro de + nombre del no metal.

2 Stock: hidruro de + nombre del no metal.

3 Tradicional: cada compuesto tiene un nombre propio.

Ejemplo

NH₃ (Trihidruro de nitrógeno; hidruro de nitrógeno; amoníaco).

PH₃ (Trihidruro de fósforo; hidruro de fósforo; fosfina).

AsH₃ (Trihidruro de arsénico; hidruro de arsénico; arsina).

SbH₃ (Trihidruro de antimonio; hidruro de antimonio; estibina).

BiH₃ (Trihidruro de bismuto; hidruro de bismuto; bismutina).

CH₄ (Tetrahidruro de carbono; hidruro de carbono; metano).

SiH₄ (Tetrahidruro de silicio; hidruro de silicio; silano).

GeH₄ (Tetrahidruro de germanio; hidruro de germanio; germano).

8.4. Combinaciones binarias del oxígeno (óxidos/anhídridos)

Son compuestos que resultan de la combinación entre el oxígeno, el cual siempre actúa con valencia -2 y un elemento metálico o no metálico. En el primer caso (combinación del oxígeno con un metal) se obtienen los denominados óxidos metálicos y en el segundo (combinación de un oxígeno con un no metal), los anhídridos.

La fórmula química de estos compuestos es de la forma X₂O_x (x: valencia del elemento que se une al oxígeno), donde X es el símbolo químico del elemento correspondiente que se une al oxígeno.

A continuación, se escribe la forma de nombrar estos compuestos en las tres formas de nomenclatura:

1 Sistemática: prefijo (di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, etc.) indicando el número de átomos de oxígeno + óxido + prefijo (di, tri, tetra, penta, etc.) nombre del elemento.

 

2 Stock: óxido de + nombre del elemento + (valencia del elemento en números romanos, si puede actuar con más de una). Puede ser que la fórmula este simplificada, se multiplicarán entonces todos los subíndices por 2, y así se obtiene la valencia de elemento.

3 Tradicional: se distingue entre óxidos metálicos y óxidos no metálicos (anhídridos).

La forma de nomenclatura tradicional para en el caso de los óxidos metálicos y de los anhídridos se escribe a continuación:

1 Oxígeno + metal: óxido + raíz del nombre del metal + la terminación –ico u –oso, en función de si el metal está actuando con la valencia mayor o menor, respectivamente.

2 Oxígeno + no metal: en lugar de óxido se usa la palabra anhídrido + la raíz del nombre del no metal acompañado de un posible prefijo (per-, hipo-) y un sufijo (-ico, -oso), en función de las posibles valencias con las que puede actuar el elemento.

Otros ejemplos son los siguientes:

1 Fe2O3 (Trióxido de dihierro; óxido de hierro (III); óxido férrico).

2 FeO = Fe2O2 (Óxido de hierro; óxido de hierro (II); óxido ferroso).

3 Cl2O (Óxido de dicloro; óxido de cloro (I); anhídrido hipocloroso).

4 Cl2O3 (Trióxido de dicloro; óxido de cloro (III); anhídrido cloroso).

5 Cl2O5 (Pentaóxido de dicloro; óxido de cloro (IV); anhídrido clórico).

6 Cl2O7 (Heptaóxido de dicloro; óxido de cloro (VII); anhídrido perclórico).