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• david felipe medina ramirez

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Configuración electrónica

La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas. La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones

en forma correcta. Escribiendo configuraciones electrónicas Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:   

Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+). Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1). Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Ejemplo: Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital, según el principio de construcción de Aufbau.

Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor

energía: La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para +1/2: y para –1/2, respectivamente.

También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como: Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s orbital está desapareado.

En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente a su número

atomico (Z): En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy estable. Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al tener los tres orbitales 2p la misma energía no importa cuál de ellos ocupa. En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital que el quinto u otro distinto. La respuesta nos la da: la regla de Hund: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espínes paralelos. Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del otro. Así el carbono en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el nitrógeno tiene 3.

El neón completa el nivel dos y al igual que el helio tiene una configuración estable. Las configuraciones electrónicas pueden también escribirse de manera abreviada haciendo referencia al último nivel completo. Para ello, debemos ocupar la configuración de los gases nobles, ya que ellos tienen todos su orbitales completos con electrones (s2p6), como por ejemplo en el caso del helio (s2) y neon (s2p6) como se muestra en la tabla anterior.  

Así la configuración del sodio Na, la podemos escribir como [Ne]3s1 También podemos escribir la configuración del litio como [He]2s1

A los electrones que pertenecen a un nivel incompleto se les denomina electrones de valencia. El gas noble Argón representa el final del período iniciado por el sodio para n=3 1s 2s 2p 3s 3p Ar 18 [Ne] 3s2 3p6 En el siguiente elemento, el potasio con 19 electrones, deberíamos empezar a llenar los orbitales 3d. Sin embargo el comportamiento químico del potasio es similar al de litio y el sodio, ambos con un electrón de valencia desapareado en un orbital s, por lo que al potasio le correspondería la configuración [Ar] 4s1. Por lo tanto, el orbital 4s tendrá que tener menor energía que los orbitales 3d (el apantallamiento de los electrones en los

orbitales 3d es mayor que el de los electrones en los orbitales 4s).

Lo mismo ocurre a partir del elemento Sc (Z = 21) [Ar] 3d1 4s2. El último electrón no se agrega al subnivel 4p, sino al 3d, como lo indica el orden energético. Lo mismo sucede con las configuraciones de los emenetos Ti (Z = 22) y V (Z = 23). Con el cromo (Cr Z = 24) surge otra aparente anomalía porque su configuración es [Ar] 3d5 4s1. La lógica de llenado habría llevado a [Ar] 3d4 4s2, sin embargo la distribución fundamental correcta es la primera. Esto se debe a que el semillenado de orbitales d es de mayor estabilidad, puesto que su energía es más baja.

Con el cobre Cu Z = 29 sucede algo similar al cromo, pusto que su configuración fundamental es [Ar] 3d10 4s1. La configuración [Ar] 3d9 4s2 es de mayor energía. La configuración con 10 electrones en orbitales d, es decir, el llenado total de estos orbitales es más estable.

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica)  estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo. Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía. Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones. Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

Modelo atómico general.

Para comprender (visualizar  o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos. Los Números Cuánticos En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital. Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico principal (n).

Número cuántico secundario (l): puede tener todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía.

Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde – l hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado. Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo el número cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o – ½.. Para entender el concepto de configuración electrónica es necesario asumir o aplicar dos principios importantes:    •   Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón” .    •   Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”. Tipos de configuración electrónica Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:

Cuadro de las diagonales, mecanismo para distribuir electrones en sus diferentes niveles de energía.

Configuración estándar Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando el cuadro de las diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la izquierda). Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s. Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente: 1s2    2s2    2p6    3s2    3p6    4s2    3d10    4p6    5s2    4d10    5p6    6s2    4f14    5d10    6p6    7s2    5f14    6d10    7p6

Más adelante explicaremos cómo se llega  este enjambre de números y letras que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente. Configuración condensada Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A, Tabla Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel. Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn. Configuración desarrollada Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund. Configuración semidesarrollada Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía. Niveles de energía o capas Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg). Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor  nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas. Figura de un átomo sencillo ilustrando lo indefinido de sus órbitas.

Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que: 1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).

Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K.  Así:   K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7. 2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f. Ilustración para los niveles y subniveles de energía electrónica en el átomo

Imágenes tomadas de la página: http://configraelec tronesmvc.blogspot.com/ Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía. 3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).. La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla: Niveles de energía o capa (n)

1 (K)

2 (L)

3 (M)

4 (N)

Tipo de subniveles

s

s   p

s   p   d

s   p   d   f

Número de orbitales en cada subnivel

1

1   3

1   3   5

1   3   5   7

Denominación de los orbitales

1s

2s   2p

3s   3p   3d

4s   4p   4d   4f

Número máximo de electrones en los orbitales

2

2   -   6

2   -   6   -   10

2   -   6   -   10   -   14

Número máximo de electrones por nivel de energía o capa

2

8

18

32

Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles  y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos. Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos. La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales: Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos. Regla de las diagonales Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento. En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

 

En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente: 1s2    2s2    2p6    3s2    3p6    4s2    3d10    4p6    5s2    4d10    5p6    6s2    4f14    5d10    6p6    7s2    5f14    6d10    7p6 Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles). Ver: PSU: Química, Pregunta 03_2005 Pregunta 07_2006 La Tabla Periódica, punto de partida En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan el Número atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles. El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento. El sodio en la tabla. La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de las diagonales). Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuantos electrones tengo en cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo?

Ya vimo que la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo. Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario: Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z). Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1). Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-). Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan más arriba. En el ejemplo del sodio sería: 1s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p6, siguiendo la diagonal tengo 3s2. Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s1. Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s2   2s2   2p6  3s1

Ilustración simplificada de un átomo.

Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital); Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada uno de sus 3 orbitales); tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital). ; En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1 Otros ejemplos: CLORO: 17 electrones

MANGANESO: 25 electrones

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 7 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7

1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 13 electrones 4º nivel: 2 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2

  El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que en cada orbital del subnivel caben solo dos electrones). El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2 (donde n es la cantidad de subniveles que tiene cada nivel). Hagamos un ejercicio: Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones. Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. Ilustración más compleja y más realista de la estructura de un átomo.

En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones. En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones. En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones. En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones. Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata, la cual debe quedar así:: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9 donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata. Cómo determinar la configuración electrónica de un átomo o de un ión: 1.- Conocer su número atómico  (sacado de la tabla periódica). 2.- La carga (del átomo o del ión) está dada por número de protones menos (–)  número de electrones. 3.- El número de protones es igual al número atómico del elemento (átomo o ión). 4.- En cada átomo hay (en estado eléctrico neutro) igual número de protones que de electrones. Por ejemplo, el ión Mg+2 (magnesio más dos), averiguamos o sabemos que su número atómico (Z) es  12, significa que tiene 12 protones y debería tener 12 electrones, pero como el ión de nuestro ejemplo (Mg +2) tiene carga +2 (porque  perdió o cedió 2 electrones), hacemos 12 (protones) –    X    =    2 Por lo tanto X (número de electrones del ión Mg +2) es igual a 10, El ión Mg+2 tiene 10 electrones. ¿Cómo se determina su configuración electrónica o lo que es lo mismo cómo se distribuyen esos electrones en los orbitales del átomo? Empezamos por el nivel inferior (el más cercano al núcleo): 1, que sólo tiene un orbital s,  y sabemos que cada orbital tiene como máximo 2 electrones (1s2). Pasamos al segundo nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s (uno) y orbitales p (tres) (2s y 2p 2p 2p). En 2s hay sólo 2 electrones: 2s2 y en cada 2p hay dos electrones: 1s2 2s2 2p6 (este 2p6 es los mismo que 2p2 + 2p2 + 2p2= 2p6) Otro ejemplo: Configuración electrónica del fósforo (P) Nº atómico Z  = 15 15 protones y 15 electrones 1s2   2s2  2p6  3s2   3p3 Relación de la Configuración electrónica con la Tabla Periódica De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento podemos predecir exactamente el número atómico, el grupo y el período en que se encuentra el elemento en la tabla periódica. Por ejemplo, si la configuración electrónica de un elemento es  1s2  2s2  2p6  3s2  3p5, podemos hacer el siguiente análisis: Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número de protones; es decir, corresponde a su número atómico, que en este caso es 17. El período en que se ubica el elemento está dado por el máximo nivel energético

de la configuración, en este caso corresponde al período 3, y el grupo está dado por la suma de los electrones en los subniveles s y p del último nivel; es decir, corresponde al grupo 7.

Se conoce como configuración electrónica de un átomo, a la distribución de los electrones de un átomo en orbitales. Cuando la configuración electrónica es la de menor energía, se conoce como configuración electrónica fundamental. La configuración electrónica fundamental se consigue, en práctica, a partir de tres reglas o principios:   

regla de la construcción Principio de exclusión de Pauli Regla de la máxima multiplicidad de Hund

Regla de la construcción: A esta regla también se la conoce como principio de mínima energía o Aufbau, y enuncia que: La configuración electrónica fundamental se consigue colocando a los electrones uno a uno en los distintos orbitales disponibles para el átomo, que se disponen en orden creciente de energía. Regla de exclusión de Pauli: Wolfgang Ernst Pauli, estableció en 1925, su conocido principio de exclusión, que dice que: Dos electrones de un mismo átomo, no pueden poseer sus cuatro números cuánticos iguales. Debido a que cada orbital está definido por los números cuánticos n, l, y m, solamente hay dos posibilidades ms = -1/2 y ms = +1/2, que refleja físicamente que cada orbital puede contener un máximo de dos electrones, debiendo éstos tener espines opuestos (electrones desapareados). Se suele escribir de manera abreviada el número de electrones en casa subnivel a través de un superíndice. Así por ejemplo, 2p^3, indica que en el conjunto de orbitales 2p, hay tres electrones en este caso, pero no se informa de la distribución que existe entre ellos.

Regla de la máxima multiplicidad de Hund: Esta regla dice que cuando hay varios electrones ocupando orbitales degenerados, de igual energía, lo harán en orbitales distintos y con espines paralelos, siempre que esto sea posible. Debido a que los electrones se repelen entre sí, la mínima configuración de energía, es aquella que tiene a los electrones lo más alejados posibles unos de otros, y es por esto que se distribuyen separadamente antes de ocupar dos electrones el mismo orbital. Así por ejemplo, si debemos colocar tres electrones en orbitales 2p, lo haremos desapareadamente: 2p^3 → ↑ ↑ ↑ donde las flechas representan a los electrones. Cuando la flecha se encuentra hacia arriba, se trata de ms = +1/2, y viceversa si la flecha es hacia abajo. Cada flecha se encuentra en un subnivel diferente. También es común representar el espín de un electrón solitario en un orbital mediante la flecha hacia arriba. En cambio, si se trata de cuatro electrones en orbitales 2p, dos de ellos se representarán desapareadamente, y los otros dos permanecerán apareados: 2p^4 → ↑↓ ↑ ↑ La regla de la máxima multiplicidad de Hund se corresponde muy bien con las propiedades magnéticas que posee la materia: paramagnetismo y diamagnetismo.  

Existen sustancias, conocidas como paramagnéticas, que son atraídas por un imán. Otras sustancias, las diamagnéticas, no son atraídas por un imán, incluso pueden llegar a ser repelidas débilmente.

La causa de este comportamiento, debe buscarse en el estudio de los espines de los electrones: 



Si los electrones están desapareados, presentaran el mismo espín, por lo cual, tendrán un campo magnético neto que, cuando interactúa con el campo magnético de imán, provocará una fuerza de atracción, también conocida como para magnetismo. Si los electrones están apareados, éstos presentan espines opuestos, por lo cual no existirá ningún campo magnético neto. En este caso se da el fenómeno del diamagnetismo.

Por ejemplo: El carbono, con número atómico Z=6, es una sustancia paramagnética, tal y como predice su configuración electrónica, con sus electrones desapareados: Z=6 → 1s^2 2s^2 2p^2 → ↑↓ ↑↓ ↑↑_ También se debe tener en cuenta la estabilidad del subnivel cuando está lleno o semiocupado. El modelo mecano-cuántico, da la predicción de que los subniveles llenos, y semiocupados confieren al átomo en su conjunto, una estabilidad adicional, cosa que tiene algunas excepciones en la configuración electrónica de los elementos. Ciertamente, algunos elementos de transición y de transición interna, poseen configuraciones electrónicas diversas a las esperadas siguiendo las reglas y los principios mencionados hasta ahora.

Por ejemplo: El cromo, con Z= 24, tiene una configuración electrónica de: 1s^2 (↑↓) 2s^2 (↑↓) 2p^6 (↑↓↑↓↑↓ )3s^2 (↑↓) 4s^1 (↑) 3d^5, (↑↑↑↑↑). Pero la configuración que se esperaría que tuviese siguiendo las reglas descritas anteriormente sería: 1s^2 (↑↓) 2s^2 (↑↓) 2p^6 (↑↓↑↓↑↓ ) 3s^2 (↑↓) 4s^2 (↑↓) 3d^4 (↑↑↑↑_) Esto se debe a que la estructura electrónica con seis electrones en un subnivel semiocupados o llenos, es más estable que cuando sólo se tiene dos electrones. Para poder conseguir los seis electrones en subniveles semiocupados, uno de los electrones debe estar ocupando el subnivel 3d, en lugar de ocupar el 4s, siendo 3d de mayor energía que 4s. Este hecho se explica haciendo referencia a una diferencia de energía pequeña que se encuentra compensada por la mayor estabilidad que alcanza el átomo.

Mecánica cuántica y orbitales atómicos

En el año 1927, E.Schrödinger ( Premio Nobel de Física 1933), apoyándose en el concepto de dualidad onda-corpúsculo enunciado por L.de Broglie (Premio Nobel de Física 1929), formula la Mecánica Ondulatoria, y W. Heisenberg ( Premio Nobel de Física 1932) la Mecánica de Matrices. Ambas mecánicas inician un nuevo camino en el conocimiento de la estructura atómica, y ampliadas por Born, Jordan, Dirac y otros han dado lugar a lo que actualmente se denomina Mecánica Cuántica. Frente al determinismo de la mecánica clásica, la mecánica cuántica, es esencialmente probabilística y utiliza un aparato matemático más complicado que la mecánica clásica. Actualmente, el modelo atómico que se admite es el modelo propuesto por la mecánica cuántica (modelo de Schrödinger).

El modelo de Bohr es un modelo unidimensional que utiliza un número cuántico (n) para describir la distribución de electrones en el átomo. El modelo de Schrödinger permite que el electrón ocupe un espacio tridimensional. Por lo tanto requiere tres números cuánticos para describir los orbitales en los que se puede encontrar al electrón. La descripción del átomo mediante la mecánica ondulatoria está basada en el cálculo de las soluciones de la ecuación de Schrödinger (Figura 1); está es una ecuación diferencial que permite obtener los números cuánticos de los electrones.

En

esta

ecuación:

es la llamada función de onda. Contiene la información sobre la posición del electrón. También se denomina orbital, por analogía con las órbitas de los modelos atómicos clásicos.

El cuadrado de la función de onda | |2 es la llamada densidad de probabilidad relativa del electrón y representa la probabilidad de encontrar al electrón en un punto del espacio (x, y, z).   E es el valor de la energía total del electrón. V representa la energía potencial del electrón un punto (x, y, z). Por tanto, E-V es el valor de la energía cinética cuando el electrón está en el punto (x, y, z).

Las soluciones, o funciones de onda, , son funciones matemáticas que dependen de unas variables que sólo pueden tomar valores enteros. Estas variables de las funciones de onda se denominan números cuánticos: número cuántico principal, (n), angular (l) y número cuántico magnético (ml). Estos números describen el tamaño, la forma y la orientación en el espacio de los orbitales en un átomo.

El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital, por ejemplo: los orbitales para los cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.

El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4. Siguiendo la antigua terminología de los espectroscopistas, se designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como:

l = 0    orbital s (sharp)

l = 1    orbital p (principal)

l = 2    orbital d (diffuse)

l = 3    orbital f (fundamental)

El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.

El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2.

 

Capas y Subcapas principales

Todos los orbitales con el mismo valor del número cuántico principal, n, se encuentran en la misma capa electrónica principal o nivel principal, y todos los orbitales con los mismos valores de n y l están en la misma subcapa o subnivel.

El número de subcapas en una capa principal es igual al número cuántico principal, esto es, hay una subcapa en la capa principal con n=1, dos subcapas en la capa principal con n=2, y así sucesivamente. El nombre dado a una subcapa, independientemente de la capa principal en la que se encuentre, esta determinado por el número cuántico l, de manera que como se ha indicado anteriormente: l=0 (subcapa s), l=1 (subcapa p), l=2 (subcapa d) y l=3 (subcapa f).

El número de orbitales en una subcapa es igual al número de valores permitidos de m l para un valor particular de l, por lo que el número de orbitales en una subcapa es 2l+1. Los nombres de los orbitales son los mismos que los de las subcapas en las que aparecen.

orbitales s

orbitales p

orbitales d

orbitales f

l=0

l=1

l=2

l=3

ml=0

ml=-1, 0, +1

ml=-2, -1, 0, +1, +2

ml=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

un orbital s en una subcapa s

tres orbitales p en una subcapa p

cinco orbitales d en una subcapa d

siete orbitales f en una subcapa f

Forma y tamaños de los orbitales

La imagen de los orbitales empleada habitualmente por los químicos consiste en una representación del orbital mediante superficies límite que engloban una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas depende básicamente del número cuántico principal, n, mientras que su forma viene determinada por el número cuántico secundario, l. 

Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, asi un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s. 

Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.

Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2) 

Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).

Una vez descritos los cuatro número cuánticos, podemos utilizarlos para describir la estructura electrónica del átomo de hidrógeno:

El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel de energía más bajo, es decir, n=1, y dado que la primera capa principal contiene sólo un orbital s, el número cuántico orbital es l=0. El único valor posible para el número cuántico magnético es m l=0. Cualquiera de los dos estados de spin son posibles para el electrón. Así podríamos decir que el electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental está en el orbital 1s, o que es un electrón 1s, y se representa mediante la notación:

1s1

en donde el superíndice 1 indica un electrón en el orbital 1s. Ambos estados de espín están permitidos, pero no designamos el estado de espín en esta notación.

ÁTOMOS MULTIELECTRÓNICOS.

La resolución de la ecuación de Schrödinger para átomos

La resolución de la ecuación de Schrödinger para átomos con más de un electrón es un proceso matemático muy complejo que obliga a realizar cálculos aproximados. En los átomos multielectrónicos aparece un nuevo factor: las repulsiones mutuas entre los electrones. La repulsión entre los electrones se traduce en que los electrones en un átomo multielectrónico tratan de permanecer alejados de los demás y sus movimientos se enredan mutuamente.

Configuraciones electrónicas

Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas.

Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.

1.  Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6

Para recordar este orden más facilmente se puede utilizar el diagrama siguiente:

Empezando por la línea superior, sigue las flechas y el orden obtenido es el mismo que en la serie anterior. Debido al límite de dos electrones por orbital, la capacidad de una subcapa de electrones puede obtenerse tomando el doble del número de orbitales en la subcapa. Así, la subcapa s consiste en un orbital con una capacidad de dos electrones; la subcapa p consiste en tres orbitales con una capacidad total de seis electrones; la subcapa d consiste en cinco orbitales con una capacidad total de diez electrones; la subcapa f consiste en siete orbitales con una capacidad total de catorce electrones.

En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental. Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado

2.  Principio de exclusión de Pauli.

En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro número cuánticos iguales.

Los tres primeros número cuánticos, n, l y m l determinan un orbital específico. Dos electrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero si es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de espín. Podríamos expresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente puede estar ocupado por dos electrones y estos electrones deben tener espines opuestos.

3.  Regla de Hund.

Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cincoi orbitales d, o los siete orbitales f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, desapareados.

Ejemplo:

La estructura electrónica del 7N es:  1s2  2s2 2px1 2py1 2pz1 

El principio aufbau o de construcción

Para escribir las configuraciones electrónicas utilizaremos el principio aufbau. Aufbau es una palabra alemana que significa "construcción progresiva"; utilizaremos este método para asignar las configuraciones electrónicas a los elementos por orden de su número atómico creciente. Veamos por ejemplo como sería la configuración electrónica para Z=11-18, es decir, desde Na hasta el Ar:

Cada uno de estos elementos tiene las subcapas 1s, 2s y 2p llenas. Como la configuración 1s 22s22p6 corresponde a la del neón, la denominamos "configuración interna del neón" y la representamos con el símbolo químico del neón entre corchetes, es decir, [Ne]. Los electrones que se situan en la capa electrónica del número cuántico principal más alto, los más exteriores, se denominan electrones de valencia. La configuración electrónica del Na se escribe en la forma denominada "configuración electrónica abreviada interna del gas noble" de la siguiente manera:

Na: [Ne]3s1 (consta de [Ne] para la configuración interna del gas noble y 3s 1 para la configuración del electrón de valencia.

de manera análoga, podemos escribir la configuración electrónica para Mg, Al, Si, P....

Mg: [Ne]3s2 Al: [Ne]3s23p1 Si: [Ne]3s23p2 P: [Ne]3s23p3

S: [Ne]3s23p4 Cl: [Ne]3s23p5 Ar: [Ne]3s23p6

Veamos un ejercicio de aplicación:

Escribir la estructura electrónica del P (Z=15) aplicando la regla de máxima multiplicidad de Hund

15

P es:  1s2  2s2 2p6  3s2  3p3  (3px1 3py1 3pz1 )

Escribir la estructura electrónica del Sc (Z=21) mediante la configuración abreviada interna del gas noble

Sc: [Ar]4s23d1

El primero en hablar sobre las partículas más diminutas que constituyen la materia, fue Demócrito (460 – 370 a.C.), luego de cientos de años, John Dalton retomó la idea del átomo, realizando una teoría la cual goza de aciertos y errores, pero siendo esta un gran adelanto. Posteriormente, Thompson, descubrió el electrón, Rutherford el protón y James Chadwick el neutrón. Estructura Básica del Átomo El átomo, para Thompson consistía en un núcleo con los electrones insertados a su alrededor, tal como un budín de pasas. Para Rutherford, comprendía un sistema planetario con los electrones siguiendo orbitas alrededor del núcleo. Hoy en día, el átomo esta constituido principalmente por el núcleo, el cual posee protones (carga positiva) y neutrones (sin carga), alrededor de este núcleo se disponen los electrones (carga negativa) los cuales están moviéndose interminablemente y en forma caótica, generando una nube difusa. Configuración Electrónica Los cuatro números cuánticos (n, l, m, s) permiten identificar completamente un electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. Si analizamos el átomo de hidrógeno, vemos que representa un sistema muy sencillo porque sólo contiene un electrón, que se ubica en el orbital “s” del primer nivel de energía. Esta situación es diferente para átomos que tienen más de un electrón. Para conocer la distribución de electrones en los distintos orbitales (lugares donde es más probable encontrar un electrón) en el interior de un átomo, se desarrolló la configuración electrónica. En ella se indica claramente el nivel de energía, los orbitales ocupados y el número de electrones de un átomo. La configuración electrónica del átomo de hidrógeno es: 1s1 Para átomos más grandes, la configuración electrónica se efectúa según tres  principios:

- Principio de mínima energía: Las configuraciones electrónicas de los elementos se obtienen por ocupación sucesiva de los niveles desde el primer nivel de menor energía (1s). A medida que los niveles se llenan, se van ocupando los niveles superiores. El orden de energía creciente puede ser recordado mediante el siguiente esquema:

Figura 1: Orden de llenado de los orbitales

- Principio de exclusión de Pauli: en cada orbital puede haber un máximo de dos electrones los cuales deben tener espín contrario. - Por otra parte, los orbitales s, p, d y f pueden ser ocupados hasta por un total de 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente, pero cuando los subniveles están parcialmente llenos, los electrones se distribuyen de manera que presentan el máximo número de espines con el mismo valor o bien sus espines deben ser paralelos. Este es el Principio de máxima multiplicidad de Hund, que también puede enunciarse así: los electrones se distribuyen ocupando los orbitales disponibles en un solo sentido (spin) y luego con los que tienen espín opuesto, completando de esta manera el llenado orbital. A modo de ejemplo, si queremos representar la configuración electrónica del átomo de nitrógeno, que tiene un total de siete electrones, se deben asignar dos electrones al subnivel “s” del nivel 1, esto es, 1s2, con lo que el nivel 1 queda completo. ¿Cómo se ubican los cinco electrones restantes? Según el principio de exclusión de Pauli, cada orbital 2s, 2px, 2py, 2pz puede contener como máximo dos electrones de espín opuesto. Una vez que se ha llenado el orbital 2s se prosigue con los orbitales 2p, que poseen una energía ligeramente superior. Para la siguiente figura: ¿Cuál de los ordenamientos corresponde al de menor energía para el átomo de N?

Figura 2. Posibles configuraciones para el átomos de N

El ordenamiento correcto es el primero de esta figura. En el estado de mínima energía o estado fundamental del átomo de nitrógeno; los otros ordenamientos tienen mayor energía. En el segundo caso, se muestra un orbital con dos electrones de espín contrario, pero el orbital 2pz se encuentra vacío, lo que va en contra del principio de máxima multiplicidad. El tercer ordenamiento muestra tres electrones en cada uno de los orbitales; sin embargo, éstos no tienen espines paralelos, al igual que en el cuarto ordenamiento. Hay que notar, sin embargo, que las configuraciones mostradas aquí no agotan todas las posibilidades y, de igual modo, por ejemplo, se puede escribir una configuración de mínima energía totalmente equivalente a la primera, pero con las tres flechas, que representan los espines, hacia abajo. La siguiente tabla presenta un esquema de la clasificación y número de orbitales por nivel atómico:

En la tabla periódica el llenado de electrones se realiza de la siguiente forma:

Figura 3. Llenado de orbitales según ubicación en la tabla periódica Tabla periódica La tabla periódica actual obedece a un ordenamiento de los elementos de acuerdo a una serie de características y propiedades que se repiten a lo largo de ella. La primera forma de clasificar a los elementos fue según su número atómico (Z) o bien según su tamaño, por ello el primer elemento que conforma la tabla periódica es el hidrógeno. Otra de las propiedades que ayudaron a formar el sistema periódico es que los elementos con configuraciones

atómicas externas similares se comportan de manera parecida en muchos aspectos. El origen de la tabla periódica data aproximadamente de 1864, cuando el químico inglés John Newlands observó que cuando los elementos conocidos se ordenaban de acuerdo con sus masas atómicas, cada octavo elemento tenía propiedades similares. Newlands se refirió a esta relación como la ley de las octavas. Sin embargo, esta ley no se cumple para elementos que se encuentran mas allá del calcio, y por eso la comunidad científica de la época no aceptó su trabajo. En 1869 el químico ruso Dimitri Mendeleev propuso una tabulación más amplia de los elementos basada en la recurrencia periódica y regular de las propiedades. Este segundo intento de sistema periódico hizo posible la predicción de las propiedades de varios elementos que aún no habían sido descubiertos. Por ejemplo, Mendeleev propuso la existencia de un elemento desconocido que llamó eka–aluminio, cuya ubicación debiera ser inmediatamente bajo el aluminio. Cuando el galio fue descubierto cuatro años más tarde, se encontró que las propiedades predichas para el eka– aluminio coincidían notablemente con las observadas en el galio. Actualmente la tabla está ordenada en siete filas horizontales, llamadas “periodos” que indican el último nivel enérgico que tiene un elemento. Las 18 columnas (verticales) son llamadas grupos, e indican el número de electrones en la última capa. Clasificación periódica De acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado, los elementos se pueden dividir en categorías: los elementos representativos, los gases nobles, los elementos de transición (o metales de transición), los lantánidos y los actínidos. Los elementos representativos son los elementos de los grupos 1A hasta 7A, todos los cuales tienen incompletos los subniveles s ó p del máximo número cuántico principal. Con excepción del He, los gases nobles que conforman el grupo 8A tienen el mismo subnivel p completo. Los metales de transición son los elementos 1B y del 3B hasta el 8B, los cuales tienen capas d incompletas, o fácilmente forman cationes con subniveles d incompletos. Los elementos del grupo 2B son Zn, Cd, y Hg, que no son representativos ni metales de transición. A los lantánidos y actínidos se les llama también elementos de transición interna del bloque f porque tienen subniveles f incompletos. Si analizamos las configuraciones del grupo 1A vemos que son similares: todos tienen el último electrón en un orbital s. El grupo 2A tiene configuración ns2 para los dos electrones más externos. La similitud de las configuraciones electrónicas externas es lo que hace parecidos a los elementos de un grupo en su comportamiento químico. Esta observación es válida para el resto de los elementos representativos. Si analizamos la configuración del grupo 7A, o elementos halógenos, todos ellos poseen configuración ns2np5, haciendo que tengan propiedades muy similares como grupo. Propiedades Periódicas - La energía de ionización es la energía mínima necesaria para que un átomo gaseoso en su estado fundamental o de menor energía, separe un electrón de este átomo gaseoso y así obtenga un ión positivo gaseoso en su estado fundamental:

Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan al incrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que la mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización. Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (iones positivos). Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor que en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía.Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan al incrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que la mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización. Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (iones positivos). Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor que en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía. Energía de ionización

Figura 4. Aumento de potencial ionización según periodo y grupo - La afinidad electrónica es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso:

Entre más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar (ganar) un electrón. Los elementos que presentan energías más negativas son los halógenos (7A), debido a que la electronegatividad o capacidad de estos elementos es muy alta.   La afinidad electrónica no presenta un aumento o disminución de forma ordenada dentro de la tabla periódica, más bien de forma desordenada, a pesar de que presenta algunos patrones como por ejemplo que los no metales

poseen afinidades electrónicas más bajas que los metales. En forma global es posible encontrar un estándar de variación parecido al de la energía de ionización. -  Electronegatividad: Tendencia que presenta un átomo a atraer electrones de otro cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo atrae fuertemente electrones, se dice que es altamente electronegativo, por el contrario, si no atrae fuertemente electrones el átomo es poco electronegativo. Cabe destacar, que cuando un átomo pierde fácilmente sus electrones, este es denominado “electropositivo”. La electronegatividad posee relevancia en el momento de determinar la polaridad de una molécula o enlace, así como el agua (H2O) es polar, en base a la diferencia de electronegatividad entre Hidrógeno y Oxígeno. En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo.

Figura 5. Aumento de la afinidad electrónica según periodo y grupo - Radio atómico: es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Numerosas propiedades físicas, incluyendo la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. Los radios atómicos están determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los electrones. A mayor carga nuclear efectiva los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. Dentro de un periodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la carga nuclear efectiva. A medida que se desciende en un grupo el radio aumenta según aumenta el número atómico. Radio atómico

Figura 6. Aumento de radio atómico según periodo y grupo - Radio iónico: es el radio de un catión o de un anión. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructura tridimensional de un compuesto depende del tamaño relativo de sus cationes y aniones. Cuando un átomo neutro se convierte en un ión, se espera un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño aumenta dado que la carga nuclear permanece constate pero la repulsión resultante entre electrones extiende el dominio de la nube electrónica. Por otro lado, un catión es más pequeño que su átomo neutro, dado que quitar uno o más electrones reduce la repulsión electrón–electrón y se contrae la nube electrónica. El radio iónico aumenta de acuerdo al radio atómico, es decir a lo largo de un periodo aumenta conforme el número atómico, y en un grupo aumenta hacia abajo. Radio iónico

Figura 7. Aumento de radio iónico según periodo y grupo