Tema 3. Resumido (Teoria)

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Tema 3
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS

ELEMENTOS
3.1. Introducción. 3.2. El Sistema Periódico de los elementos. 3.2.1. Nombre y símbolo de los
elementos. 3. 2.2. Períodos y grupos. 3.2.3. Clasificación de los elementos de acuerdo con el Sistema
Periódico. 3.2.4. Deficiencias del Sistema Periódico. 3.2.5. Bases para la formación del Sistema Periódico.
3.3. Algunas consideraciones sobre las configuraciones electrónicas de los átomos. 3.4. El
Sistema Periódico en relación con las configuraciones electrónicas de los átomos de los
elementos. 3.4.1. Elementos del bloque sp. 3.4.2. Elementos del bloque d. 3.4.3. Elementos del bloque f.
3.4.4. Configuración electrónica y propiedades químicas. Electrones de valencia. 3.5. Propiedades
periódicas de los elementos. 3.5.1. Tamaño atómico. 3.5.2. Potencial de ionización. 3.5.3. Afinidad
electrónica. 3.5.4. Electronegatividad. 3.5.5. Otras propiedades periódicas. 3.6. Resumen. Sistema
periódico completo.
3.1. Introducción
La primera ordenación de los 62 elementos químicos conocido en su época se debe
a John A.R. Newland (1837-1898) en el año 1864. La ordenación la hizo según el valor
creciente de sus masas atómicas y encontró que después de cierto período las propiedades
químicas y físicas de los elementos en cuestión presentaban una gran analogía, de manera
que los elementos podían dividirse en familias naturales. Algo más tarde, en 1869, Julius. L.
Meyer (1830-1895) y Dimitri I. Mendeléyev (1834-1907) mejoraron el trabajo de Newland
determinando más exactamente algunas masas atómicas. El resultado de estos trabajos fue
la formación del llamado Sistema Periódico de los elementos en el que las propiedades de
los elementos son función periódica de sus masas atómicas. Con ayuda del Sistema Periódico
Mendeléyev pudo predecir la existencia de elementos desconocidos en aquella época y que
corresponderían a los espacios vacíos en el Sistema Periódico, así como predecir su masa
atómica probable. El descubrimiento, previsto, hecho con alguna posterioridad de elementos
como el germanio, galio y escandio constituyeron un gran éxito del Sistema Periódico de
Mendeleyév.
A partir de entonces se han incorporado algunas mejoras y otros muchos elementos
al Sistema Periódico, cuyos detalles omitimos.
R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

2
3.2. El Sistema Periódico1actual de los elementos

En la Fig. 1 se indica un Sistema Periódico actualizado. En el sistema Periódico
actual, los elementos están ordenados por números atómicos y no por masas atómicas,
aunque salvo algunas pocas excepciones, también resultan ordenados por masas atómicas.
El número atómico coincide con el lugar de orden del elemento en el Sistema Periódico
numerando los elementos empezando por la primera fila de izquierda a derecha, a
continuación, la segunda también de izquierda a derecha, etc. La ordenación por número
atómico tiene, entre otras, la ventaja de que no surgen problemas para ordenar los elementos
artificiales para los cuales la masa atómica, como se explicó en el tema anterior, no está
definida. Por no hacer ni muy farragosa ni muy grande esta Fig. 1 no se indica en ella ni el
nombre ni la masa atómica de los diferentes elementos, que se han extraído a la Tabla 1.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA II A III B IV B V B VI B VII B VIII B IB II B III B IV A V A VI A VII A VIII A
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Or
Figura 1. Sistema Periódico de los elementos. Es un Sistema Periódico actualizado en el que, por razones de
espacio, no se dan los nombres ni las masas atómicas de los elementos, que se han traslado a la Tabla 1. Los
elementos de número atómico 113, 115, 117 y 118 se les han asignado el nombre y el símbolo recientemente
(28 noviembre de 2016) 2
3.2.1. Nombre y símbolo de los elementos

El origen del nombre de los elementos es muy diverso, es muy grande la casuística.
Así, pueden proceder del nombre del descubridor, del país donde se descubrió, del nombre
de un científico, de su nombre latino o griego. Así mismo, el símbolo de cualquier elemento
consta de una, dos o tres letras 3 siendo la primera de ellas, o la única, en su caso, mayúscula.
Estos símbolos, en general, están relacionados con el nombre del elemento y suele tomar
alguna de las letras de su nombre actual o de su nombre en latín o griego.
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) estableció unas
normas sistemáticas para asignar tanto un nombre como un símbolo provisionales de los
nuevos elementos químicos. Esta nomenclatura y formulación sistemática de los elementos
consiste en asociar, primeramente, cada cifra con uno de los siguientes prefijos:
1
o Tabla Periódica de los elementos
2
Realmente, cuando el número másico de un elemento es tan alto, próximo a 300, sus isótopos se fisionan espontáneamente prácticamente
a la vez que se forman, por lo que estos elementos no se conservan, pero sí el procedimiento de obtención, que requiere casi siempre
aceleradores de partículas y técnicas muy complicas. Cuando leemos, por ejemplo, que se ha descubierto el elemento de número atómico
117 (al que ya se le ha dado nombre y símbolo en el Sistema Periódico: Teneso, Ts) lo que se ha conseguido realmente es obtener alguno
de sus isótopos que, prácticamente a la vez se ha fisionado espontáneamente.
3
Tres letras sólo para los símbolos de elementos con número atómico mayor que 103.

3
0 nil 1 un 2 bi 3 tri 4 quad 1 5 pent 6 hex 7 sept 8 oct 9 enn
A continuación, a partir de las tres cifras que forman el número atómico y teniendo en cuenta
la lista anterior se forma el nombre y el símbolo. Al establecer el nombre se añade al final el
sufijo –io. El símbolo se forma con las primeras letras de cada uno de los prefijos
correspondientes. Por ejemplo, el nombre y símbolo del elemento de número atómico 105
se forma como sigue:
Número atómico: 1 0 5
Nombre: Un nil pent-io → Unnilpentio
Símbolo: U n p → Unp
Este elemento, además de su nombre y símbolo sistemáticos, se denomina también dubnio,

de símbolo Db. El conflicto que se plantea con la norma ortográfica del español que obliga
a escribir m antes de b o p (por ejemplo, Ununbio, elemento de número atómico 112 y
símbolo Uub, en español Unumbio) se sugiere que se emplee la grafía inglesa (con
terminación en –ium) en cursiva hasta que se apruebe el nombre definitivo y su adaptación
al español. [An. Quím. 113 (1), 2017, 65-67]
En la Tabla 1 se indican los nombres y masas de los diferentes elementos, además

del su número atómico y símbolo.
1
Que, castellanizado, sería cuad

4
Tabla 1
Número atómico, nombre, símbolo y masa atómica de los elementos. En el caso de elementos artificiales
la masa atómica no está definida y en su lugar se da, entre paréntesis, el número másico de su isótopo más
estable, el de mayor período de semidesintegración. Los nombres y símbolos en español se han corregido
recientemente [An. Quím. 113 (1), 2017, 65-67]
Masa
Z Nombre Símbolo
atómica (u)
Z Nombre Símbolo Masa Z Nombre Símbolo Masa
Atómica (u) Atómica (u)
1 Hidrógeno H 1,008 41 Niobio Nb 92,906 81 Talio Tl 204,38

2 Helio He 4,0026 42 Molibdeno Mo 95,95 82 Plomo Pb 207,2
3 Litio Li 6,94 43 Tecnecio Tc (98) 83 Bismuto Bi 208,98
4 Berilio Be 9,0122 44 Rutenio Ru 101.07 84 Polonio Po (209)
5 Boro B 10,81 45 Rodio Rh 102,91 85 Astato At (210)
6 Carbono C 12,011 46 Paladio Pd 106,42 86 Radón Rn (222)
7 Nitrógeno N 14,007 47 Plata Ag 107,87 87 Francio Fr (223)
8 Oxígeno O 15,999 48 Cadmio Cd 112,41 88 Radio Ra (226)
9 Flúor F 18,998 49 Indio In 114,82 89 Actinio Ac (227)
10 Neón Ne 20,180 50 Estaño Sn 118,71 90 Torio Th 232,04
11 Sodio Na 22,990 51 Antimonio Sb 121,76 91 Protactinio Pa 231,04
12 Magnesio Mg 24,305 52 Telurio4 Te 127,60 92 Uranio U 238,03
13 Aluminio Al 26,982 53 Yodo5 I 126,90 93 Neptunio Np (237)
14 Silicio Si 28,085 54 Xenón Xe 131,29 94 Plutonio Pu (244)
15 Fósforo P 30,974 55 Cesio Cs 132,91 95 Americio Am (243)
16 Azufre S 32,06 56 Bario Ba 137,33 96 Curio Cm (247)
17 Cloro Cl 35,45 57 Lantano La 138,91 97 Berkelio Bk (247)
18 Argón Ar 39,948 58 Cerio Ce 140,12 98 Californio Cf (251)
19 Potasio K 39,098 59 Praseodimio Pr 140,91 99 Einstenio Es (252)
20 Calcio Ca 40,078 60 Neodimio Nd 144,24 100 Fermio Fm (257)
21 Escandio Sc 44,956 61 Prometio Pm (145) 101 Mendelevio Md (258)
22 Titanio Ti 47,867 62 Samario Sm 150,36 102 Nobelio No (259)
23 Vanadio V 50,942 63 Europio Eu 151,96 103 Lawrencio7 Lr (262)
24 Cromo Cr 51,996 64 Gadolinio Gd 157,25 104 Rhuterfordio Rf (267)
25 Manganeso Mn 54,938 65 Terbio Tb 158,93 105 Dubnio Db (268)
26 Hierro Fe 55,845 66 Disprosio Dy 162,50 106 Seaborgio Sg (271)
27 Cobalto Co 58,933 67 Holmio Ho 164,93 107 Bohrio Bh (272)
28 Níquel Ni 58,693 68 Erbio Er 167,26 108 Hasio Hs (270)
29 Cobre Cu 63,546 69 Tulio Tm 168,93 109 Meitnerio Mt (226)
30 Zinc1 Zn 65,38 70 Iterbio Yb 173,05 110 Darmstatio Ds (281)
31 Galio Ga 69,723 71 Lutecio Lu 174,97 111 Roentgenio Rg (280)
32 Germanio Ge 72,630 72 Hafnio Hf 178,49 112 Copernicio Cn (285)
33 Arsénico As 74,922 73 Tántalo Ta 180,95 113 Nihonio Nh (284)
34 Selenio Se 78,97 74 Wolframio6 W 183,84 114 Flerovio Fl (289)
35 Bromo Br 79,904 75 Renio Re 186,21 115 Moscovio Mc (288)
2
36 Kriptón Kr 83,798 76 osmio Os 190,23 116 Livermorio Lv (293)
37 Rubidio Rb 85,468 77 Iridio Ir 192,22 117 Teneso Ts (294)
38 Estroncio Sr 87,62 78 Platino Pt 195,08 118 Oganesón Or (294)
39 Itrio Y 88,906 79 Oro Au 196,97
40 Circonio3 Zr 91,224 80 Mercurio Hg 200,59
La (IUPAC) revisa periódicamente las masas atómicas teniendo en cuenta la abundancia de

los isótopos.
1 5
o Cinc o Iodo
2 6
o Criptón o Tungsteno
3 7
o Zirconio o Laurencio
4
o Teluro

5
3.2.2. Períodos y grupos

Cada una de las siete filas del Sistema Periódico se denomina período. Los períodos
se indican por su número: primer período, segundo período, etc. A veces también se les da
nombres obvios: período muy corto al primero, períodos cortos al segundo y al tercero,
períodos largos al cuarto y al quinto y períodos muy largos al sexto y séptimo. Esta
denominación, por ser tan de Perogrullo, no se aconseja.
Cada columna se denomina grupo Sistema Periódico, aunque hay una excepción en
que tres columnas constituyen un solo grupo. Hay grupos denotados por un número romano
del I al VIII seguido de la letra A o B. Otros grupos no se denotan de ninguna manera.
Algunos grupos tienen, además del número, un nombre especial. Así, el grupo IA,
excluyendo al hidrógeno, H, se llama grupo de los metales alcalinos. El grupo IIA se llama
grupo de los metales alcalino-térreos, el grupo IV grupo de los elementos carbonoideos 1, el
grupo VA grupo de los elementos nitrogenoideos1, el grupo VIA grupo de los elementos
calcógenos, al grupo VIIA grupo de los elementos halógenos y al grupo VIIIA grupo de los
gases nobles o de los gases inertes. En cuanto a los grupos B, sólo el IB tiene un nombre ya
muy anticuado: grupo de los metales de acuñar. Actualmente, excepto los elementos de
transición interna (ver más adelante) los grupos se denotan con números correlativos desde
el 1 al 18.
Las propiedades químicas y algunas físicas de los elementos de un mismo grupo son
muy parecidas pero en algunos grupos hay una considerable diferencia entre las propiedades
del primer elemento del grupo y las de los demás, por ejemplo entre el oxígeno, O, por una
parte y el azufre, S, selenio, Se, Teluro, Te, Polonio, Po y Livermorio, Lv, por otra.
3.2.3. Clasificación de los elementos de acuerdo con el Sistema

Periódico
Hay varios criterios para clasificar los elementos químicos a la vista del Sistema
Periódico. Una primera clasificación sería la de metales y no metales. En la Fig. 2 se indica
en gris los metales y en amarillo los no metales. Sin embargo, algunos de los elementos
tocando o próximos a la línea quebrada de separación de ambos tipos de elementos,
concretamente el B, Si, Ge, As, Sb, Te y At, tienen algunas propiedades intermedias entre
las de los metales y las de los no metales o bien, tienen unas propiedades características de
los metales y otras características de los no metales. Estos elementos se denominan
semimetales 2, pero bien entendido que un semimetal se clasifica como metal si está a la
izquierda de la línea quebrada de separación o como no metal si está a la derecha.
Aproximadamente el número de metales es el 75 % de todos los elementos. Obsérvese que
el hidrógeno, H, no se ha incluido ni en los metales ni en los no metales. Una de las
1
Nombre ya muy en desuso.
2
Hasta no hace mucho se les conocía como metaloides.

6
deficiencias del Sistema Periódico, como se verá más adelante, es que el elemento
hidrógeno, H, no tiene un lugar apropiado, fijo, en el Sistema Periódico.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H He
Figura 2. Metales y no metales. Los elementos en gris son metales y los elementos en amarillo son no metales.
Algunos elementos próximos a la línea quebrada de separación se denominan semimetales. El hidrógeno puede
clasificarse como un no metal pero algunas veces tiene comportamiento químico propio de los metales. Para
no recargar excesivamente el Sistema Periódico y porque no son necesarios para esta clasificación no se han
incluido en él los números atómicos.
El Sistema Periódico que estamos utilizando está reducido al mínimo en cuanto a la

información, pero es adecuado y suficiente para los fines didácticos de este tema. La
información adicional que normalmente está incluida en los Sistemas Periódicos nosotros la
hemos indicado en la Tabla 1, pero puede considerarse parte del Sistema Periódico. Un
Sistema Periódico más completo que éste lo tenéis disponible en el Moodle del Centro y al
final de este Tema. Entonces, de acuerdo con que la masa atómica de un elemento esté
consignada o no en el Sistema Periódico (aquí en la Tabla 1) será un elemento natural o
artificial 1. Una masa no consignada quiere decir que en el lugar asignado para la masa
atómica se escribe el número másico del isótopo más estable del elemento. Cuando eso
ocurre, es decir cuando no consta la masa atómica del elemento sino un número entero entre
paréntesis, es porque el elemento es artificial. De manera que el Sistema Periódico permite
distinguir entre elementos naturales y elementos artificiales, otra clasificación de los
elementos. Elementos naturales se conocen 90, siendo los restantes artificiales. Son
elementos artificiales los que siguen, en el séptimo período, al uranio, U (Z=92) y, además,
el tecnecio (Z=43) y el prometio (Z=61). Los elementos que siguen al U, es decir, los de
Z > 92, se denominan elementos transuránidos y a sus isótopos, isótopos transuránidos 2.
Otra clasificación muy útil de los elementos es la de elementos representativos,
elementos de transición y elementos de transición interna. Los elementos representativos
son los que pertenecen a los grupos A (1, 2 y 13-18), los de transición los de los grupos B
(3-12) y los de transición interna los 28 restantes (los pertenecientes a columnas sin número
y sin nombre). Los elementos de transición interna también se denominan tierras raras y,
dentro de estos, los 14 que siguen al lantano, La, en el sexto período, se denominan elementos
lantánidos y las 14 que siguen al Ac en el séptimo período se denominan elementos
1 Este es un buen ejemplo de una definición operacional. La definición conceptual de elemento artificial se dio en el tema anterior.
2
Ya que ha surgido la palabra isótopo, vieja conocida nuestra, es quizás un buen momento para explicar por qué a los isótopos de un
elemento se les denomina así. En el Sistema Periódico se representan los elementos, no los isótopos, pero si quisiéramos representar
éstos en el Sistema Periódico, todos los isótopos de un elemento ocuparían, en él, el mismo sitio, el correspondiente al elemento del que
son isótopos. Decir mismo sitio o decir isótopo es equivalente.

7
actínidos 1. Por razones que se verán más adelante en este tema, a los elementos
representativos se les llama también elementos del bloque sp, a los de transición, elementos
del bloque d y a los de transición interna, elementos del bloque f. En la Fig. 3 se indica esta
clasificación de los elementos.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H He
Elementos representativos o del bloque sp
3 Na Mg Elementos de transición o del bloque d Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Elementos de transición interna o del bloque f Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Figura 3. Elementos representativos, de transición y de transición interna. Los elementos de los grupos A
son los elementos representativos o del bloque sp. Los elementos de los grupos B son los elementos de
transición o del bloque d. Los demás elementos son los de transición interna o elementos del bloque f. Estos
últimos elementos también se llaman tierras raras. Para no recargar excesivamente el Sistema Periódico y
porque no son necesarios para esta clasificación no se han incluido en él los números atómicos.
3.2.4. Deficiencias del Sistema Periódico

Uno de los defectos del Sistema Periódico es que el hidrógeno no tiene un lugar
adecuado en ella. A veces se coloca, como se ha hecho aquí, en el grupo IA junto a los
metales alcalinos porque las fórmulas de los ácidos son análogas a las de las sales de los
metales alcalinos, por ejemplo, HCl y NaCl, H2SO4 y K2SO4. Además, como ocurre con los
metales alcalinos, el hidrógeno es fácil de oxidar 2, como se explicará en el tema de
Electroquímica. En otros sistemas periódicos el H se sitúa como primer elemento del grupo
VIIA (17) de los halógenos. Ello se debe a que, como ocurre con los halógenos, el hidrógeno
es fácil de reducir 3, como se explicará también en el tema de Electroquímica.
Otra limitación, que incluye a la anterior, es que en algunos casos la clasificación de
un elemento en metal o no metal no es inmediata de su situación en el Sistema Periódico.
Por último y esto es más una curiosidad que una limitación, los elementos en el Sistema
Periódico no están ordenados estrictamente (aunque sí en líneas generales), como quiso
Mendeléyev, por masas atómicas sino por números atómicos.
1
En muchos Sistemas Periódicos los elementos de transición interna se sitúan fuera del conjunto de los demás elementos, algo similar a
lo que se hace con las Islas Canarias en los mapas de España. Pero la tendencia actual es presentar el Sistema Periódico en toda su
integridad, sin necesidad de romperlo, aunque este hecho, que afecta a la forma, no afecta para nada al fondo y es, por lo tanto,
perfectamente válido.
2
Es relativamente fácil arrancarles su único electrón, como le ocurre a los átomos alcalinos, a los que es fácil arrancarles un electrón,
oxidarlos. Cuando un átomo de hidrógeno se oxida se transforma en H ⊕ , o sea un protón, un deuterón o un tritón según a qué isótopo
pertenezca el átomo de hidrógeno que se oxida. H ⊕ se llama ion hidrógeno.
3
Es relativamente fácil que tomen un electrón, como le ocurre a los átomos de los halógenos, que toman fácilmente un electrón,
reduciéndose. Cuando un átomo de hidrógeno se reduce se transforma en H , llamado ion hidruro.

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3.2.5. Bases para la formación del Sistema Periódico

Las bases para la formación del sistema periódico son:
- El orden de energía de los subniveles de los átomos multielectrónicos, del que ya hemos
tratado en el tema anterior.
- La regla de la máxima multiplicidad, debida a Friedrich Hund (1896-1997), conocido
también como principio de la máxima multiplicidad de Hund.
- El principio de exclusión, debido a Wolfgang E. Pauli (1900-1958), conocido también
como principio de exclusión de Pauli.
- El principio de Aufbau.
A continuación, se explicarán las tres últimas.
Regla de la máxima multiplicidad de Hund

Según esta regla, en los orbitales correspondientes a un determinado subnivel de
energía de los electrones, éstos ocupan el máximo número posible de orbitales 1 y con los
spines paralelos. Como ya se ha comentado anteriormente y recordamos ahora, electrones
con spines paralelos o, simplemente, electrones paralelos, quiere decir que todos ellos tienen
el mismo valor del número cuántico ms, o sea que para todos ellos es ms = 1/2 (spin hacia
arriba) o ms = -1/2 (spin hacia abajo). Se representan mediante sendas flechas en el mismo
sentido (hacia arriba si ms = 1/2 y hacia abajo si ms = -1/2). Dos electrones que tengan distinto
valor de ms se dice que tienen spines antiparalelos o que son antiparalelos. Dos electrones
que tengan el mismo valor de ms se dice que tienen spines paralelos o que son paralelos. En
la Fig. 4 se aplica la regla de la máxima multiplicidad al caso de dos electrones con una
energía correspondiente al subnivel 2p, distinguiendo las situaciones posibles según esta
regla, y las que no lo son.
Figura 4. Ejemplo de aplicación de la regla de la máxima multiplicidad de Hund. Si dos electrones tienen
la energía correspondiente al subnivel np (n=2,3,...) de un átomo multielectrónico, cada uno de ellos ocupará
un orbital y tendrán spines paralelos. Las situaciones tachadas corresponden a las que no cumplen la regla de
la máxima multiplicidad.
1
que un electrón "ocupe un orbital" es una forma breve de decir que el estado del electrón es descrito por ese orbital que, como
recordaréis, es la función de estado.

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Principio de exclusión de Pauli.

Este principio se ha deducido empíricamente a partir del estudio de los espectros
atómicos y de su contraste con la teoría cuántica. Fue enunciado por Pauli en 1925 y
establece que en un átomo no puede haber dos electrones descritos por el mismo conjunto
de números cuánticos. Los cuatro números cuánticos de un electrón son n, l, ml y ms. Pero
nosotros estamos tratando ya con electrones que son descritos siempre por orbitales reales.
Y los orbitales reales que proceden de la combinación lineal de orbitales complejos no
corresponden a un valor de ml sino de su módulo, ml (ver tema anterior), por lo que, desde
el punto de vista químico, los cuatro números cuánticos que no pueden tener igual dos
electrones de un átomo son n, l, ml y ms. Este principio implica que un mismo orbital no
puede ser ocupado1 por dos electrones con spines paralelos, lo que a su vez indica que un
mismo orbital no puede describir a más de dos electrones, es decir que el número máximo
de electrones "en un orbital" es dos y, en este caso, con spines antiparalelos. En la Fig. 5 se
indica, electrón a electrón, cómo se irían ocupando los orbitales atómicos de un subnivel 2p
al que pertenecieran cuatro electrones de manera que se cumpla tanto la regla de la máxima
multiplicidad como el principio de exclusión.
(A)
(B)
Figura 5. Representación esquemática de la disposición de cuatro electrones en los orbitales de un

subnivel np (n = 2,3,...) de un átomo multielectrónico. Para mayor facilidad se han ido "añadiendo" los
electrones de uno en uno. Las situaciones (A) y (B) son posibles. Obsérvese que se cumple en cada hipotética
etapa tanto la regla de la máxima multiplicidad como el principio de exclusión. En Las situaciones tachadas no
se cumple el principio de exclusión de Pauli ya que hay dos electrones que ocupan el mismo orbital con spines
paralelos y por lo tanto iguales los cuatro números cuánticos: n (2,3,...), l = 1, ml = 1 y, dependiendo de (A)
o (B), ms = 1/2 o ms = -1/2, respectivamente.
Principio de Aufbau
La situación de un elemento en el Sistema Periódico depende de la configuración
electrónica de sus átomos en el estado fundamental 1. La configuración electrónica de un
átomo es la distribución de sus electrones según los diferentes niveles de energía 2. El
procedimiento de determinación de la configuración electrónica de un átomo en su estado
fundamental recibe el nombre de principio de Aufbau 3. Este principio establece que se
1
Estado de mínima energía.
2
Cualquier átomo tiene una única configuración en su estado fundamental e infinitas configuraciones posibles en sus estados excitados ya
que hay infinitos estados excitados posibles, pues hay, en teoría, infinitos subniveles de energía disponibles en un átomo.
3
Aufbau es una palabra alemana que se puede traducir por construcción, formación o constitución.

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comienza por situar el electrón de un átomo de hidrógeno (Z=1) en el orbital 1 1s que es lo

mismo que asignarle la energía del subnivel 1s. Para determinar la configuración electrónica
de un átomo de número atómico Z > 1 escribiremos primero la configuración del átomo de
número atómico Z-1 y a continuación se considera la asignación de los números cuánticos
del electrón adicional (también denominado electrón diferenciador) aceptando que este
electrón "va a situarse" en el orbital disponible de más baja energía, sin violar la regla de la
máxima multiplicidad de Hund ni el principio de exclusión de Pauli. Desde luego se
presentan algunas configuraciones electrónicas que no se ajustan exactamente a la prevista
según este principio de Aufbau.
En la Figs. 6-8 se dan, como ilustración del procedimiento, la configuración
electrónica, en el estado fundamental, de los átomos de los elementos H, He, Li, Be (Fig. 6),
B, C, N, O (Fig. 7), F, Ne y Ca (Fig. 8). Para situar mejor al estudiante hemos utilizado el
diagrama de subniveles de energía de la Fig. 28 del tema anterior y los correspondientes
orbitales atómicos.
En la Fig. 6 se indica simplemente la configuración electrónica 2 de un átomo de
hidrógeno, que es 1s1, lo que indica que su único electrón tiene la energía correspondiente
al subnivel 1s y que está descrito por la función de estado 1s. A veces resulta útil, al escribir
una configuración electrónica de un átomo, indicar debajo de la notación de cada subnivel,
representándolos con cuadrados, los orbitales correspondientes y su ocupación. Así lo hemos
hecho en las Figs. 6-8 a pesar de que esa ocupación es evidente a partir del diagrama de
subniveles de energía, ya que, normalmente, una configuración electrónica no va
acompañada del diagrama indicado y que aquí se utiliza sólo con fines didácticos. Esta forma
de proceder es útil, sobre todo, al escribir los subniveles correspondientes a los mayores
valores de n. Por comodidad, en la Figs. 6-8, cuando para un electrón exista la posibilidad
de que su spin sea hacia arriba o hacia abajo, lo consideraremos hacia arriba.
Para escribir la configuración electrónica de un átomo de helio (Z=2), se parte de la
de un átomo de hidrógeno (Z=1) añadiendo a ésta un electrón, que se sitúa en el orbital 1s
del subnivel 1s pero los spines del electrón que ya había y del electrón diferenciador han de
ser antiparalelos pues, en caso contrario, los dos electrones tendrían los mismos valores de
n (n=1), l (l=0), ml (ml=0) y ms (ms = 1/2) y eso violaría el principio de exclusión de Pauli.
La configuración electrónica de un átomo de helio es 1s 2 .
Para escribir la configuración electrónica de un átomo de litio (Z=3), se parte de la
de un átomo de helio (Z=2) añadiendo a ésta un electrón, que se sitúa en el "nivel disponible
de más baja energía". En principio se podría tener la tentación de situar el electrón
diferenciador también en el subnivel 1s, y por tanto, en el orbital 1s, pero eso significaría
que de los tres electrones dos tendrían el mismo valor de ms y, por lo tanto, iguales los cuatro
números cuánticos de manera que hay que buscar cuál es el subnivel disponible de menor
1
"Situar un electrón en un orbital" es una forma abreviada de hablar, casi coloquial. El orbital es una función y no tiene sentido, salvo que
se aclare, que un electrón se sitúa en una función. Lo que se quiere indicar es que el electrón va a ser descrito por un orbital que
corresponden a una energía del electrón del subnivel de que se trate.
2
Mientras no se diga lo contrario nos estaremos refiriendo a configuraciones electrónicas en el estado fundamental.

11
energía, que, según el diagrama, es el 2s. De manera que la configuración de un átomo de

litio es 1s 2 2 s1 .
A partir de las explicaciones anteriores las configuraciones electrónicas de los átomos
de berilio y boro, 1s 2 2 s 2 y 1s 2 2 s 2 2 p1 , respectivamente, son fáciles de comprender. El
electrón del subnivel 2p en el caso del boro puede venir descrito por cualquiera de los tres
orbitales 2px, 2py y 2pz. Esta es la razón por la que la configuración de los átomos de boro
también se podría expresar, si suponemos que el orbital es el 2px, por 1s 2 2 s 2 2 p1x .
Para escribir la configuración electrónica de un átomo de carbono (Z=6), se parte de

la de un átomo de boro (Z=5) añadiendo a ésta un electrón, que se sitúa en subnivel 2p pero
descrito por un orbital diferente al que describe el electrón previamente existente porque, si
es descrito por el mismo orbital se violaría la regla de la máxima multiplicidad. Además, los
spines de ambos electrones en este subnivel 2p han de ser paralelos también por la regla de
la máxima multiplicidad. Por lo tanto, la configuración de un átomo de carbono es
1s 2 2 s 2 2 p 2 que también podría escribirse como 1s 2 2 s 2 2 p1x 2 p1y si se supone que los dos
orbitales son el 2px y el 2py.
A partir de las explicaciones anteriores es fácil entender que las configuraciones
electrónicas de los átomos de N, O, F y Ne son 1s 2 2 s 2 2 p 3 (o 1s 2 2 s 2 2 p1x 2 p1y 2 p1z ),
1s 2 2 s 2 2 p 4 (o 1s 2 2 s 2 2 p x2 2 p1y 2 p1z ), 1s 2 2 s 2 2 p 5 (o 1s 2 2 s 2 2 p x2 2 p 2y 2 p1z ) y 1s 2 2 s 2 2 p 6 (o
1s 2 2 s 2 2 p x2 2 p 2y 2 pz2 ).
El principio de Aufbau permite obtener sin dificultad las siguientes configuraciones.

Por ejemplo, la de los átomos de argón (Z=18) es 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 (no indicada en la Fig.
8). Para obtener la configuración electrónica de un átomo de potasio (Z=19) hay que añadir
el electrón diferenciados a la del argón, que se situará en el subnivel disponible de menor
energía, que según el diagrama de subniveles de energía es el 4s por lo que la configuración
de un átomo de potasio es 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4 s1 y la de un átomo de calcio (Z=20) es, como
se indica en la Fig. 8: 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4 s 2 .
Obsérvese que el número máximo de electrones que pueden incluirse en un subnivel

ns, np, nd, nf, ... es 2, 6, 10 y 14,...

12
0 n→∞ 0 n→∞
 
 4f  4f
 
 4d  4d
n=4  4p
n=4  4p
 
  3d   3d
   
 4s  4s
n = 3 3p
n = 3 3p
 
 3s  3s
 
n = 2 2p n = 2 2p
 2s  2s
H 1s1 He 1s 2
n =1 n =1
1s 1s
l =0 l =1 l=2 l =3 l =0 l =1 l=2 l =3
0 n→∞ 0 n→∞
 
 4f  4f
 
 4d  4d
n=4  4p
n=4  4p
 
  3d   3d
   
 4s  4s
n = 3 3p
n = 3 3p
 
 3s  3s
 
n = 2 2p n = 2 2p
 2s  2s
Li 1s 2 2 s1 Be 1s 2 2 s 2
n =1 n =1
1s 1s
l =0 l =1 l=2 l =3 l =0 l =1 l=2 l =3
Figura. 6. Configuraciones electrónicas de H, He, Li y Be. Se han representado también los diferentes
subniveles de energía hasta n = 4 para indicar cuáles de estos y cómo son ocupados por los electrones.

13
0 n→∞ 0 n→∞
 
 4f  4f
 
 4d  4d
n=4  4p
n=4  4p
 
  3d   3d
   
 4s  4s
n = 3 3p
n = 3 3p
 
 3s  3s
 
n = 2 2p n = 2 2p
 2s  2s
B 1s 2 2 s 2 2 p1 C 1s 2 2 s 2 2 p 2
n =1 n =1
1s 1s
l =0 l =1 l=2 l =3 l =0 l =1 l=2 l =3
0 n→∞ 0 n→∞
 
 4f  4f
 
 4d  4d
n=4  4p
n=4  4p
 
  3d   3d
   
 4s  4s
n = 3 3p
n = 3 3p
 
 3s  3s
 
n = 2 2p n = 2 2p
 2s  2s
N 1s 2 2 s 2 2 p 3 O 1s 2 2 s 2 2 p 4
n =1 n =1
1s 1s
l =0 l =1 l=2 l =3 l =0 l =1 l=2 l =3
Figura. 7. Configuraciones electrónicas del B, C, N y O. Se han representado también los diferentes

subniveles de energía hasta n = 4 para indicar cuáles de estos y cómo son ocupados por los electrones.

14
0 n→∞ 0 n→∞
 
 4f  4f
 
 4d  4d
n=4  4p
n=4  4p
 
  3d   3d
   
 4s  4s
n = 3 3p
n = 3 3p
 
 3s  3s
 
n = 2 2p n = 2 2p
 2s  2s
F 1s 2 2 s 2 2 p 5 Ne 1s 2 2 s 2 2 p 6
n =1 n =1
1s 1s
l =0 l =1 l=2 l =3 l =0 l =1 l=2 l =3
0 n→∞

 4f


Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, K n=4  4p
4d

  3d
 
 4s
n = 3 3p

 3s

n = 2 2p
 2s
Ca 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4 s 2
n =1
1s
l =0 l =1 l=2 l =3
Figura. 8. Configuraciones electrónicas del F, Ne y Ca. Se han representado también los diferentes
subniveles de energía hasta n = 4 para indicar cuáles de estos y cómo son ocupados por los electrones. Se han
indicado, en orden creciente de sus números atómicos y sin escribir sus configuraciones electrónicas, los
elementos que siguen al Ne y preceden al Ca.

15
3.3. Algunas consideraciones sobre las configuraciones

electrónicas de los átomos
Es interesante ver qué ocurre a partir de la configuración electrónica de los átomos
de calcio. Como ya Z > 20, el orden de energía de los subniveles se altera con respecto al
orden de energía para Z ≤ 20 como ya se indicó en el tema anterior. Ahora, el subnivel 4s
es de más energía que el 3d, sin embargo, como el subnivel 4s ya está ocupado con dos
electrones, no está disponible y el electrón diferenciador si se quiere escribir la configuración
electrónica del escandio (Z = 21), y de acuerdo con el principio de Aufbau, se ha de situar
en el subnivel disponible de menor energía, el 3d y, por lo tanto, su configuración electrónica
será: 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4 s 2 3d 1 .
Está claro que para poder seguir aplicando el principio de Aufbau para Z > 20 hay
que conocer el orden de energía de los diferentes subniveles, que no es siempre el mismo y
que depende de Z. Pero afortunadamente se puede subsanar este inconveniente si se tiene
en cuenta que el orden de energía de los subniveles establecido hasta Z =20 es siempre, para
cualquier valor de Z, el orden de ocupación de los mismos 1. En definitiva, el orden de
ocupación para cualquier valor de Z se obtiene aplicando la regla n+l resumida en la Fig.
9(A).
Hay por ahora 2 dos formas de proceder para obtener la configuración electrónica de
un átomo. Las distinguiremos como procedimientos 1 y 2.
Procedimiento 1. Consiste en escribir los diferentes subniveles en el orden de ocupación
indicado en la Fig. 9(A) e incluir en cada subnivel el máximo número posible de electrones
mientras que el número de éstos lo permita. Según este procedimiento la configuración de
un átomo de hierro (Z=26) por ejemplo se haría sucesivamente como sigue:
1s 2
1s 2 2 s 2
1s 2 2 s 2 2 p 6
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4 s 2
1
El orden de ocupación hasta Z = 20 incluido coincide con el orden creciente de los subniveles de energía. A partir de Z>20 el orden de
ocupación ya no coincide con el orden de energía de los subniveles. El orden de ocupación para cualquier valor de Z se obtiene de la
misma forma que el orden de energía para Z ≤ 20 , es decir con la regla n+l o a partir de la Fig. 9(A). Por ejemplo, en la obtención de
la configuración de un átomo de potasio a partir de uno de argón se ocupó el subnivel 4s antes que el 3d porque tanto el orden de energía
como el de ocupación coinciden. Sin embargo, cuando se pasa de la configuración del calcio a la del escandio se ocupa el 3d que ahora,
sin embargo, corresponde a una energía inferior al 4s, de manera que el orden de energía de los subniveles ya no coincide con el de
ocupación: el subnivel 3d se ocupa después del 4s a pesar de que para su valor de Z el 3d tiene menos energía que el 4s.
2
Más adelante se explicará otra forma de proceder para obtener la configuración electrónica de un átomo basada en la posición que ocupa
el correspondiente elemento en el Sistema Periódico y que pensamos que es la más cómoda.

16
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4 s 2 3d 6 (1)
Esta configuración electrónica es absolutamente correcta porque indica cómo están
distribuidos los electrones en los diferentes subniveles. Sin embargo, también habría sido
posible escribir esta configuración electrónica y la de cualquier otro átomo utilizando el
siguiente procedimiento 2.
(A) (B)
7s 7s
6s 6p 6d  6s 6p 6d 
5s 5p 5d 5f  5s 5p 5d 5f 
4s 4p 4d 4f 4s 4p 4d 4f
3s 3p 3d 3s 3p 3d
2s 2p 2s 2p
1s 1s
Figura 9. Orden de ocupación de los subniveles de los átomos multielectrónicos. En (A) se reproduce la
Fig. 29 del tema anterior que indica el orden de ocupación de los diferentes subniveles de un átomo
multielectrónico cuando se utiliza cualquiera de los procedimientos que en estos apuntes hemos distinguido
como procedimiento 1 y procedimiento 2. Si modificamos el procedimiento 2, como se indica en (B), de tal
modo que una vez ocupado totalmente el subnivel 6s o 7s se deje un electrón en el subnivel 5d o 6d,
respectivamente, continuando después normalmente con el orden de ocupación indicado, se evitan muchas
excepciones a la aplicación correcta del procedimiento 2. En estos apuntes al procedimiento 2 que contemple
este detalle le llamaremos procedimiento 2 modificado.
Procedimiento 2. Consta de las siguientes etapas:

Etapa 1. Se escribe un número arbitrario de subniveles que se considere suficiente, de
acuerdo con el número de electrones del átomo, en el orden de menor a mayor n y, para cada
n, de menor a mayor l (es decir, sin preocuparnos ni del orden de energía ni del de ocupación
de los subniveles). Nunca es necesario escribir un subnivel ng cuando se busca la
configuración electrónica de un átomo en su estado fundamental.
Etapa 2. Se van ahora ocupando los subniveles con el máximo de electrones mientras se
pueda en el orden de ocupación dado por la Fig. 9(A).
Etapa 3. Si faltan subniveles se escriben más. Si sobran subniveles porque estén vacíos, sin
electrones asignados, se borran. Es preferible pasarnos en el número de subniveles, que no
llegar. Es más cómodo. Es más fácil borrar que escribir.

17
Este procedimiento 2 da la misma configuración 1 que la obtenida con el

procedimiento 1 anterior. Sin embargo, tiene la ventaja de que los subniveles quedan ya
ordenados según su energía creciente, lo que será de interés a la hora de escribir
configuraciones electrónicas de iones y a la hora de determinar propiedades periódicas
aplicando las reglas de Slater, que se explicarán más adelante. Vamos a obtener con este
procedimiento la configuración del mismo ejemplo utilizado en el procedimiento 1: un
átomo de hierro (Z = 26).
Etapa 1: Se escriben un número de subniveles que se considere suficientes:
1s 2 s 2 p 3s 3 p 3d 4 s 4 p ...
Etapa 2: Se van situando los electrones en los diferentes subniveles siguiendo el orden de
ocupación y con el máximo de electrones en cada subnivel mientras se pueda:
1s 2 2 s 2 p 3s 3 p 3d 4 s 4 p ...
1s 2 2 s 2 2 p 3s 3 p 3d 4 s 4 p ...
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 3 p 3d 4 s 4 p ...
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 3d 4 s 4 p ...
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 4 s 4 p...
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 4 s 2 4 p ... (se ha ocupado antes el subnivel 4s que el 3d)
Quedan 6 electrones. El siguiente subnivel en orden de ocupación es el 3d, luego:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 6 4 s 2 4 p ...
Etapa 3: Si "sobran" subniveles o hay subniveles sin electrones, se borran:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 6 4 s 2 4 p ...
y la configuración resultante es:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 6 4 s 2 (2)
Las configuraciones electrónicas (1) y (2) son idénticas porque la distribución de los
electrones en los diferentes subniveles es también la misma. Imaginemos ahora que se quiere
conocer la configuración del ion Fe 2⊕ , un átomo de hierro con dos electrones menos, los dos
electrones que tenían más energía 2, es decir los del subnivel 4s. Si utilizamos la
configuración (1) del hierro hay que saber que hay que suprimir 4s2 lo que exige un
conocimiento de Química que no siempre tiene el alumno. Sin embargo, si se utiliza la
configuración (2) basta con quitar los dos electrones del subnivel escrito más a la derecha
que es también el 4s2. A veces hay alumnos que escriben la configuración (1) (lo que está
1
La misma distribución de los electrones en los diferentes subniveles.
2
Los electrones que primero pierde un átomo son los de mayor energía, por estar éstas más cerca de la energía cero, que es la mínima que
ha de tener un electrón para ser arrancado del átomo.

18
muy bien) pero a la hora de quitar los dos electrones los quitan del subnivel de más a la
derecha, con lo que se tendría, para el Fe 2⊕ la siguiente configuración falsa:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4 s 2 3d 4 (3)
Excepciones de las configuraciones electrónicas previstas.

Las configuraciones electrónicas de los átomos se han determinado todas
experimentalmente. El procedimiento 2, explicado anteriormente, intenta poder conocer las
configuraciones de todos los átomos y lo consigue para la mayoría de ellos, pero no para
todos. Si el átomo pertenece a un elemento representativo 1 coincide la configuración
electrónica prevista con la real. Sin embargo, en los demás casos hay excepciones.
Se puede disminuir considerablemente el número de estas excepciones si se modifica
ligeramente el procedimiento 2 anterior en el sentido de situar un electrón en el subnivel 5d
antes de pasar del subnivel 6s al 4f, y un electrón en el subnivel 6d antes de pasar del subnivel
7s al 5f, como se indica en la Fig. 9(B). Después de cualquiera de estas dos acciones se
continúa normalmente.
Un ejemplo: Configuración electrónica de los átomos de gadolinio, Gd (Z=64).
Supongamos que estamos en la siguiente fase del procedimiento 2:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s 2 4 p 6 4d 10 4 f 5s 2 5 p 6 5d 6s 2 6 p... (quedan 8 electrones por situar)
El último subnivel ocupado en el proceso anterior es el 6s y ahora, según la Fig 9(B), se sitúa
un electrón en el subnivel 5d:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s 2 4 p 6 4d 10 4 f 5s 2 5 p 6 5d 1 5 f 6s 2 6 p... (quedan7 electrones por situar)
y ahora se sigue normalmente situando los siete electrones restantes en el subnivel 4f,
resultando:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s 2 4 p 6 4d 10 4 f 7 5s 2 5 p 6 5d 1 5 f 6s 2 6 p ... (se han tachado los subniveles

vacíos)
y, por lo tanto, la configuración electrónica buscada es:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s 2 4 p 6 4d 10 4 f 7 5s 2 5 p 6 5d 1 6s 2 (4)
que coincide con la experimental.

En definitiva, utilizando la Fig. 9(B) en lugar de la Fig. 9(A) en el procedimiento 2
explicado anteriormente se evitan muchas excepciones. Al procedimiento 2 que utiliza la
Fig. 9(B) lo vamos a llamar en estos apuntes procedimiento 2 modificado. En adelante se
utilizarán las configuraciones obtenidas utilizando este procedimiento, que pueden
obtenerse también, más cómodamente, a partir de la situación del elemento al que pertenece
el átomo en el Sistema Periódico 2, como se explicará más adelante en este tema.
1
De los grupos A del Sistema Periódico. Ver más adelante en este tema.
2
Ver más adelante en este tema.

19
Otras excepciones, siempre de átomos correspondientes a elementos del bloque d o

del bloque f 1 del Sistema Periódico, pueden preverse o evitarse si se tiene en cuenta el
siguiente hecho: Si el número de electrones de un determinado subnivel np, nd o nf es tal
que el subnivel está lleno o semilleno, el átomo es especialmente estable, por lo que es una
situación preferida por estos átomos. Un subnivel np esta lleno o semilleno si tiene 6 ó 3
electrones, respectivamente. Un subnivel nd está lleno o semilleno si tiene 10 ó 5 electrones,
respectivamente. Un subnivel nf está lleno o semilleno si tiene 14 ó 7 electrones,
respectivamente. Estas consideraciones referidas a los subniveles mencionados explican
ciertas desviaciones de algunas propiedades periódicas de los elementos 2 y, además, las
referidas a los subniveles nd y nf explican algunas excepciones a los resultados obtenidos
utilizando el procedimiento 2 modificado.
Así, por ejemplo, si escribiéramos las configuraciones de los átomos de cobre, Cu
(Z=29) y europio, Eu (Z = 63), utilizando el procedimiento 2 modificado, se obtendría:
Cu 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 9 4s 2
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓
Eu 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s 2 4 p 6 4d 10 4f6 5s 2 5 p 6 5d 1 6s 2
↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
donde hemos esquematizado la distribución de los electrones en los subniveles 3d y 4s para

el Cu y 4f y 5d para el Eu 3. Obsérvese que al subnivel 3d del Cu le falta un solo electrón
para estar lleno y, por lo tanto, para estabilizarse más. Por esta razón toma un electrón del
subnivel 4s. A su vez, al subnivel 4f del Eu le falta un solo electrón para estar semilleno y,
por lo tanto, para estabilizarse más. Por esta razón toma el único electrón del subnivel 5d.
De manera que las configuraciones reales del Cu y del Eu son:
Cu 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s1
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
Eu 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s 2 4 p 6 4d 10 4f7 5s 2 5 p 6 6s 2
↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
que pueden escribirse, si se prescinde de los detalles de los subniveles indicados, como:
Cu 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s1
Eu 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s 2 4 p 6 4d 10 4 f 7 5s 2 5 p 6 6 s 2
1
Algo más adelante en este tema se explicará cuáles son los elementos del bloque d y del bloque f.
2
Ver más adelante en este mismo tema.
3
Indicar en una configuración electrónica la distribución de los electrones entre los diferentes orbitales correspondientes a un determinado
subnivel, justo debajo de la indicación del subnivel en la configuración electrónica, es muy útil en muchas ocasiones y se prodigará a lo
largo del curso.

20
Si animados por estas sencillas consideraciones las aplicamos a rajatabla a otros

casos, puede ocurrir que nos equivoquemos. Por ejemplo, la configuración electrónica de un
átomo de americio, Am, aplicando el procedimiento 2 modificado es:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s 2 4 p 6 4d 10 4 f 14 5s 2 5 p 6 5d 10 5 f 6 6s 2 6 p 6 6d 1 7 s 2
y, en este caso, el electrón del subnivel 6d no pasa al subnivel 5f para que este resulte
semilleno.
En resumen, el procedimiento 2 modificado permite escribir correctamente la mayor
parte de las configuraciones y, además, las consideraciones hechas sobre subniveles llenos
o semillenos permiten predecir posibles excepciones a las configuraciones escritas utilizando
este procedimiento. Sin embargo, aunque en general, con estas herramientas acertaremos
con la configuración correcta, no siempre será así. Ya se dijo que las configuraciones de los
átomos se han determinado experimentalmente y si es muy importante estar seguro de cuál
es la configuración real de los átomos de un determinado elemento hay que consultar una
tabla de configuraciones electrónicas.
Configuraciones electrónicas de iones monoatómicos

Un ion monoatómico es un átomo cargado positiva o negativamente. Si la carga es
positiva se denomina catión monoatómico y si es negativa, anión monoatómico. Para escribir
la configuración electrónica de un ion monoatómico es aconsejable partir de la configuración
del átomo neutro obtenida con el método 2 modificado y después quitar o añadir electrones
en la correspondiente configuración.
Los electrones que se suprimen a la hora de escribir la configuración de un catión
monoatómico son tantos como indique su carga y, además, se suprimen de los subniveles
escritos más a la derecha porque son los que corresponden a una mayor energía 1. Por
ejemplo, si se quiere tener la configuración del ion hierro (III), Fe3⊕ , se parte de la del hierro,
dada anteriormente en la configuración (2) y se suprimen de la misma los dos electrones del
subnivel 4s y uno del subnivel 3d, resultando la configuración 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 5
Los electrones que se añaden a la hora de escribir la configuración de un anión

monoatómico son tantos como indique su carga y, además, se añaden en el orden de
ocupación de los subniveles ya explicado anteriormente. La configuración electrónica de un
anión monoatómico también puede obtenerse sin pasar por la del átomo neutro, teniendo en
cuenta el número total de electrones y utilizando el procedimiento explicado para escribir
configuraciones de átomos neutros. Por ejemplo, si se quiere la configuración electrónica
del ion óxido, O 2 se puede obtener a partir de la del oxígeno, dada en la Fig. 7 y añadir dos
electrones más al subnivel 2p, con lo que la configuración electrónica del ion óxido es
1
Como se verá más adelante en este tema, los electrones que pierde un átomo neutro para convertirse en un catión monoatómico son los
de más energía, es decir, los que necesitan menos energía para tener una energía total igual a cero o positiva.

21
1s 2 2 s 2 2 p 6 o bien, como el número total de electrones de los átomos de oxígeno es ocho,

se pueden ir situando estos electrones en los distintos subniveles como se ha explicado para
obtener configuraciones, resultando la misma configuración anterior.
Electrones desapareados en un átomo o ion monoatómico

Si un orbital atómico describe el comportamiento de un solo electrón, con spin hacia
arriba o hacia abajo o, utilizando un lenguaje más coloquial, si en un orbital hay situado un
sólo electrón, se dice que ese electrón está desapareado. Si un átomo o ion tiene uno o más
electrones desapareados se dice que es paramagnético. Si no tiene ningún electrón
desapareado entonces se dice que el átomo o ion es diamagnético. Si un átomo o ion es
paramagnético, lo será tanto más cuanto mayor sea el número de electrones desapareados
que contenga. Un caso de paramagnetismo lo presentan los materiales ferromagnéticos, que
pueden ser magnetizados permanentemente por la aplicación de un campo magnético. Un
repaso de estos tres conceptos: paramagnetismo, diamagnetismo y ferromagnetismo en un
texto de Física o en clase de Física, no vendría nada mal. Aquí sólo procede decir que los
átomos o iones paramagnéticos son atraídos o repelidos por los campos magnéticos mientras
que los diamagnéticos no lo son, son insensibles a estos campos. El ferromagnetismo es un
paramagnetismo exacerbado. Estas ideas elementales son suficientes para los propósitos de
este curso.
En las Figs. 6-8 puede verse claramente qué átomos, de los elementos H al Ne son
paramagnéticos y cuáles no. Son paramagnéticos los átomos de H, Li, B, C, N, O y F y
diamagnéticos los átomos de He, Be y Ne. De los átomos paramagnéticos anteriores, el que
muestra un mayor paramagnetismo es el de N, que tiene tres electrones desapareados.
3.4. El Sistema Periódico en relación con las

configuraciones electrónicas de los átomos de los
elementos
El Sistema Periódico de los elementos se estableció antes de conocerse la existencia
del electrón, los modelos atómicos y, por supuesto, la configuración electrónica de sus
átomos. Y se sabía que los elementos pertenecientes a una misma familia o grupo (o columna
en el caso de los elementos de transición interna) de elementos tienen propiedades químicas
similares. Una vez que se dispone del conocimiento de las configuraciones electrónicas,
resulta que los átomos de los elementos de un mismo grupo tienen una misma configuración
electrónica general y que, por lo tanto, sus electrones de valencia están distribuidos de la
misma forma en los correspondientes subniveles de energía. Esta es la razón por la que las
propiedades químicas son similares.

22
3.4.1. Elementos del bloque sp

Si determinamos la configuración electrónica de los átomos de los elementos
representativos de los grupos IA (1) y IIA (2), ésta se puede expresar de una manera general
como:
 ns1→2 (n=1,2,...7) (5)
donde n es el período al que pertenece el elemento y que coincide con el número cuántico
principal del electrón del átomo que, en su estado fundamental, tiene más energía. El
superíndice de s, 1 → 2 , significa que el número de electrones en el subnivel ns es 1 ó 2
según que el elemento pertenezca al grupo IA (1) o IIA (2), respectivamente. Por último, los
puntos suspensivos  significan que el resto de los electrones (es decir Z-1 ó Z-2 electrones
dependiendo de que el elemento pertenezca al grupo IA (1) o IIA (2), respectivamente) se
sitúan en los diferentes subniveles anteriores al ns, desde el 1s, ordenados de menor a mayor
número cuántico principal y, para cada número cuántico principal, de menor a mayor l, de
manera que todos ellos estén ocupados al máximo. Por ejemplo, la configuración electrónica
de los átomos del elemento calcio se obtendría de la siguiente forma:
1) Como el Ca pertenece al cuarto período es n = 4 y como, además, pertenece al grupo IIA
(2), la configuración general de los átomos de calcio expresada según (5) es:
4s 2 (n=1,2,...7)
2) Como el número atómico, Z, del Ca, es 20, se dispone de 20-2=18 electrones para situar,
llenándolos, en subniveles anteriores al 4s escritos en el orden que se ha indicado, es
decir:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4 s 2 (6)
con lo cual se ha obtenido de una forma cómoda y rápida la configuración de los átomos de
Ca. De la misma forma se podrían obtener las configuraciones de los átomos de cualquiera
de los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2).
A su vez, si se determina la configuración electrónica de los átomos de los elementos
representativos de los grupos IIIA (13) al VIIIA (18), ésta se puede expresar de una manera
general como:
 ns 2 np (3→8) − 2 (n=1,2,...7) (7)
donde n es el período al que pertenece el elemento, ( 3 → 8 ) es igual a un número igual al

del grupo A al que pertenece el elemento (3 si el grupo es el IIIA (13), 4 si es el IVA (14),
etc.), el superíndice de s, (3 → 8) − 2 , significa que el número de electrones en el subnivel
np de la configuración general (7) y, por último, los puntos suspensivos  significan que
el resto de los electrones, es decir Z-2-[ (3 → 8) − 2 ] = Z-( 3 → 8 ) se sitúan en los diferentes
subniveles anteriores al subnivel ns, desde el 1s, ordenados como anteriormente y de manera
que todos ellos estén ocupados al máximo. Hay una excepción a la configuración electrónica
general (7). Son los átomos de He, cuya configuración electrónica es 1s2.

23
Por ejemplo, la configuración electrónica de los átomos del elemento cloro se

obtendría así:
1) Como para el Cl es n = 3 y pertenece al grupo VIIA (17), ( 3 → 8 ) = 7 y, por lo tanto,
(3 → 8) − 2 = 5, la configuración de los átomos de cloro de los electrones de más energía
es:
 3s 2 3 p 5 (n=1,2,...7) (8)
2) Como el número atómico del Cl, Z, es 17, se disponen de 17-7=10 electrones para situar,
decir:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 5 (9)
Como en las configuraciones de los elementos representativos, como se acaba de ver,

el electrón diferenciador (como ya se explicó en el principio de Aufbau, el que tiene de más
un átomo con respecto a un átomo de número atómico una unidad inferior) está siempre
situado en un subnivel ns o en un subnivel np, a los elementos representativos, los de los
grupos A, se les conoce también como elementos del bloque sp. A veces, dentro de este
bloque sp, se distingue entre los elementos del bloque s (los elementos que pertenecen a los
grupos IA (1) y IIA (2)) y los elementos del bloque p (los que pertenecen a los grupos IIIA
(13) a VIIIA (18)). Sin embargo, con este criterio parecería que hay dos tipos de elementos
representativos, lo que no es así dada la coincidencia en muchas de sus características. En la
Fig. 10 se indican los elementos del bloque sp junto a su configuración electrónica general.
3.4.2. Elementos del bloque d

Si determinamos la configuración electrónica de los átomos de los elementos de
transición, los de los grupos IB (3) a VIIIB (12), ésta se puede expresar de una manera
general como:
 ( n − 1)d 1→10ns 2 (n=3,4,...7) (10)
donde n es el período al que pertenece el elemento, el superíndice de d, 1 → 10 , significa

que el número de electrones en el subnivel (n-1)d varía de 1 hasta 10 y coincide con el
ordinal, empezando por la primera a la izquierda (el grupo IIIB (3), la columna del Sc) de
las 10 columnas 1 en que está agrupados estos elementos. Así, por ejemplo, el Y, el Fe y el
Zn pertenecen a las columnas 1ª, 6ª y 10ª, respectivamente. Los puntos suspensivos tienen
el mismo significado explicado anteriormente que ya no repetimos. El número de electrones
de que se dispone para ocupar los diferentes subniveles que representan esos puntos
suspensivos es Z – ( 1 → 10 ) – 2. Por ejemplo, la configuración electrónica de los átomos
del elemento hierro, Fe, calcio se obtendría de la siguiente forma:
1
No confundir columna con grupo. En los elementos de transición hay 8 grupos, pero 10 columnas.

24
1) Como el Fe pertenece al cuarto período es n = 4 y como, además, pertenece a la 6ª

columna 1 de las de los elementos de transición, la configuración general de los átomos de
Fe expresada según (10) es:
 3d 6 4 s 2
2) Como el número atómico, Z, del Fe, es 26, se dispone de 26-8=18 electrones para situar,
decir:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 6 4 s 2 (11)
con lo cual se ha obtenido de una forma cómoda y rápida la configuración (11) de los átomos
de Fe que, por supuesto, coincide con la configuración (4) anterior. De la misma forma se
podrían obtener las configuraciones de los átomos de cualquiera de los elementos de los
grupos IB (3) a VIIIB (12).
Como en las configuraciones de los elementos de transición el electrón diferenciador
se sitúa siempre en el subnivel nd (n=3,4,...,7), a estos elementos, los de los grupos B, se les
conoce también como elementos del bloque d. En la Fig.10 se indican los elementos del
bloque sp junto a su configuración electrónica general.
3.4.3. Elementos del bloque f

Si se determina la configuración electrónica de los átomos de los elementos de
transición interna, los de que no pertenecen ni a grupos A ni B, ésta se puede expresar de
una manera general como:
 ( n − 2) f 1→14  ( n − 1)d 1 ns 2 (n=6,7) (12)
donde n es el período al que pertenece el elemento, el superíndice de f, 1 → 14 , significa que

el número de electrones en el subnivel (n-2)f varía de 1 hasta 14 y coincide con el ordinal,
empezando por la primera a la izquierda (aquella a la que pertenece el Ce) de las 14 columnas
en que está agrupados estos elementos. Así, por ejemplo, el U, el Gd y el Tm pertenecen a
las columnas 3ª, 7ª y 12ª, respectivamente. Los puntos suspensivos a la izquierda de (n-2)
tienen el mismo significado explicado anteriormente. Los puntos suspensivos situados a la
izquierda de (n-1) son los subniveles, llenos, entre ( n − 2) f 1→14 y ( n − 1)d 1 y que, en todos
los casos, se corresponden con ( n − 1) s 2 ( n − 1) p 6 de manera que la configuración general
(12) se podría haber escrito de una forma más informativa, pero también más
innecesariamente larga, como:
 ( n − 2) f 1→14 ( n − 1) s 2 ( n − 1) p 6 ( n − 1)d 1 ns 2 (n = 6,7) (13)
1
Pero al grupo VIIIB.

25
El número de electrones de que se dispone para ocupar los diferentes subniveles a la

izquierda de ( n − 2) f 1→14 que representan los puntos suspensivos es Z – ( 1 → 14 ) – 11. Por
ejemplo, la configuración electrónica del los átomos del elemento uranio, U, se obtendría de
la siguiente forma:
1) Como el U pertenece al séptimo período es n = 7 y como, además, pertenece a la 3ª
columna de las de los elementos de transición interna, la configuración general de los
átomos de Fe expresada según configuración (13) es:
 5 f 3 6 s 2 6 p 6 6d 1 7 s 2
2) Como el número atómico, Z, del U, es 92, se dispone de 92-3-11=78 electrones para

situar, llenándolos, en subniveles anteriores al 5f escritos en el orden que se ha indicado,
es decir:
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s 2 4 p 6 4d 10 4 f 14 5s 2 5 p 6 5d 10 5 f 3 6s 2 6 p 6 6d 1 7 s 2
con lo cual se ha obtenido de una forma cómoda y rápida la configuración electrónica de los
átomos de U. De la misma forma se podrían obtener las configuraciones de los átomos de
cualquiera de los elementos de transición interna.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H 1s2
He
∙ ∙ ∙ ns1→2 (n = 1,2,…,7)
Elementos representativos o del bloque sp

3 Na Mg Elementos de transición o del bloque d Al Si P S Cl Ar
∙∙∙∙ (n-1)d 1→10 ns2 (n = 4, 5, 6, 7)
Elementos de transición interna o del bloque f
7 Fr Ra Ac Th Pa∙ ∙ ∙(n-2) 1→14 ∙ ∙ ∙ (n-1)d 1 ns2 (n = 6, 7)
U Npf Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Or
Figura 10. Configuración electrónica general de los átomos de los elementos de los bloques sp, d y f.
Aplicando las configuraciones generales indicadas sobre cada grupo de átomos y con las explicaciones
adicionales del texto principal pueden obtenerse fácilmente las configuraciones electrónicas de los átomos de
los elementos que coinciden con las proporcionadas por el procedimiento 2 modificado.

26
3.4.4. Configuración electrónica y propiedades químicas.

Electrones de valencia.
Las propiedades químicas y algunas de las propiedades físicas de los elementos de
un mismo grupo o columna 1 del Sistema Periódico son muy parecidas. Por otra parte, la
configuración electrónica de los niveles más exteriores de los átomos de los elementos de un
mismo grupo son formalmente iguales y vienen dadas por las configuraciones generales (5),
(7), (10) y (13) que involucran a los electrones correspondientes a los subniveles más
externos, que se denominan por ello también electrones externos o electrones de valencia.
El número de electrones de valencia de los átomos representativos, con la excepción de los
de He, coincide con el número del grupo, lo que será muy útil más adelante.
Por ejemplo, los electrones de valencia de los átomos de calcio son los 2 situados en
el subnivel 4s. Los electrones de valencia de los átomos de cloro son los 2 situados en el
subnivel 3s mas los 5 situados en el subnivel 3p, total 7 electrones de valencia. Los electrones
de valencia de los átomos de hierro son los 6 situados en el subnivel 3d más los 2 situados
en el subnivel 4s, total 8 electrones de valencia. Los electrones de valencia de los átomos de
uranio son el conjunto de los 3 situados en el subnivel 5f, los 2 situados en el subnivel 6s,
los 6 situados en el subnivel 6p, el situado en el subnivel 6d y los 2 situados en el subnivel
7s, total 14 electrones de valencia.
La diferencia de energía de los subniveles más externos de los átomos, incluyendo
los vacíos, no es muy grande, por lo que es posible el intercambio de electrones entre estos
subniveles previamente a la unión de un átomo a otro, como se estudiará en temas
posteriores.
Obsérvese que en el caso de los elementos de transición y de transición interna,
además de tener los átomos de los elementos del mismo grupo o columna la misma
configuración externa, los de un mismo período tienen también configuraciones muy
parecidas que se diferencian sólo en el número de electrones en el subnivel (n-1)d (n el
período al que pertenece el elemento) en el caso de los de transición o en el subnivel (n-2)f
en los de transición interna. Esto significa que las propiedades químicas de los elementos
indicados que pertenezcan a un mismo período serán también muy parecidas. En definitiva,
en los elementos de los bloques d y f hay una similitud de propiedades químicas "en vertical
y en horizontal".
1
Columna en el caso de los elementos de transición interna, donde no hay grupos.

27
3.5. Propiedades periódicas de los elementos.

Se denominan propiedades periódicas de los elementos a las que dependen de la
posición del elemento en el sistema periódico 1. Las propiedades periódicas que se van a
tratar en este tema son: el tamaño atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica
y la electronegatividad 2. Además, se mencionarán otras propiedades periódicas que se
desarrollarán en temas posteriores
3.5.1. Tamaño atómico

Debido a que existe una probabilidad no nula de encontrar un electrón de un átomo
a cualquier distancia del núcleo, es difícil definir el volumen que ocupa un átomo aislado,
su tamaño. Para subsanar esta dificultad se suelen utilizar, para un átomo neutro, las
propiedades volumen atómico, radio covalente simple, radio metálico y radio de van der
Waals y, para un átomo cargado, el radio iónico. De todas maneras, si no se dice otra cosa,
cuando se hable del tamaño de un átomo nos estaremos refiriendo a su radio covalente
simple.
Radio covalente simple

En un tema posterior se explicará el enlace, llamado enlace covalente, entre dos
átomos iguales o diferentes. Pero hay que adelantar aquí algo, sólo lo estrictamente
necesario. El enlace covalente consiste en la compartición de pares de electrones por parte
de dos átomos, iguales o distintos, que, de esta manera, quedan unidos y con sus núcleos a
cierta distancia a la que se denomina longitud de enlace. Los electrones compartidos son los
de más energía de cada átomo. Dos átomos pueden compartir un par de electrones o más
pares. Si comparten sólo un par de electrones entonces el enlace se denomina enlace
covalente simple. Un enlace covalente simple entre dos átomos se representa mediante un
guión, − . Así, A − A representa un enlace covalente simple entre dos átomos, A, iguales,
por ejemplo H − H , Cl − Cl , y A − B un enlace covalente simple entre dos átomos
diferentes, por ejemplo H − Cl .
El radio covalente simple (o sólo radio covalente, cuando se sobreentienda que nos
referimos al radio covalente simple) de un átomo se define de manera que la suma de estos
radios en un enlace covalente simple entre dos átomos sea igual a la longitud de enlace. El
radio covalente simple de un átomo A suele representarse mediante rA y la longitud de enlace
de un enlace covalente simple entre dos átomos, A y B, mediante rAB que se convierte en
rAA si los dos átomos son iguales. En la Fig. 11 se esquematiza la situación de dos átomos
iguales o diferentes unidos mediante un enlace covalente simple.
1
En realidad, las propiedades son de los átomos de los elementos.
2
En el tema 7 del enlace covalente se tratará esta propiedad más profundamente.

28
A−A A−B
2rA
rAB
rAB= rA + rB
Figura. 11. Significado del radio covalente simple. Si los dos átomos son iguales el radio covalente simple
es la mitad de la longitud de enlace y si son diferentes la suma de los radios covalentes es igual a la longitud
de enlace. Las longitudes de enlace se pueden determinar experimentalmente, con lo que es posible calcular
los radios covalentes simples de los átomos.
En el Sistema Periódico el radio covalente simple disminuye de izquierda a derecha

(aumenta de derecha a izquierda) en un periodo y aumenta de arriba abajo en un grupo 1 o
columna y de izquierda a derecha en un periodo, como se indica esquemáticamente en la
Fig. 12.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Zona de los
H He
El radio covalente simple aumenta en un grupo
1
elementos con
Li Be
hacia abajo y en un periodo hacia la izquierda B C N F Ne
O radio
2 menor
covalente
5 Rb Zona
Sr de
Y los Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
elementos con
6 Cs mayor
Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
radio
7 Fr covalente
Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Or
Figura 12. Variación del radio covalente en los periodos y grupos del Sistema Periódico. El sentido de la
flecha indica aumento del radio covalente.
Los dos electrones que se comparten en un enlace covalente simple son electrones
de valencia de cada átomo. Puede demostrarse que cuanto mayor es la energía de estos
electrones (y, por lo tanto, mayor su distancia media al núcleo) en cada uno de sus átomos,
antes de unirse éstos para formar un enlace covalente simple, mayor es la longitud del enlace
covalente simple que forman. De manera que existe una relación entre la energía de
cualquiera de los electrones del átomo que tengan la máxima energía 2 y el radio covalente
de éste. Por lo tanto, de acuerdo con la Fig. 12, resulta que el radio covalente simple de los
átomos de los elementos aumenta de derecha a izquierda en un periodo y de arriba abajo en
1
En lo que sigue de este tema, por comodidad y sólo a efectos de explicar la variación de las propiedades periódicas entenderemos por
grupo cualquier columna del sistema periódico, aunque no sea un grupo propiamente dicho.
2
En un átomo puede haber uno o más electrones con la misma energía máxima. Por ejemplo, en un átomo de sodio hay uno (...3s1) y en
un átomo de nitrógeno hay tres (...2p3). A uno de estos electrones lo hemos llamado en la discusión de las reglas de Slater electrón Z,
siendo Z el número atómico del átomo.

29
un grupo. Además, de acuerdo con lo expuesto sobre los elementos de transición interna al
explicar las reglas de Slater y su aplicación a la determinación de la energía de los electrones,
hay que destacar que el radio covalente de los átomos de los elementos de transición es
prácticamente el mismo para elementos del mismo periodo, esto es los lantánidos y los
actínidos. A continuación, se indica el radio covalente (en Å) de los elementos lantánidos.
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
1,83 1,83 1,82 1,81 1.80 2,04 1,80 1,78 1,77 1,77 1,76 1,75 1,94 1,72
En el caso de los elementos de transición ocurre algo similar, aunque aquí la variación en el
radio covalente es más acusada.
Es fácil comparar el tamaño de dos átomos que pertenezcan o al mismo periodo o al
mismo grupo. Por ejemplo, los átomos de estaño, Sn, son mayores que los de carbono, C,
por estar el Sn en el mismo grupo que el C y más abajo. Así mismo, los átomos de C son
más pequeños que los de berilio, Be, por estar el Be situado en el mismo periodo que el
carbono y más a la izquierda. Si se quisiera comparar el tamaño de átomos de dos elementos,
llamémosles A y B, que no pertenezcan ni al mismo grupo ni al mismo periodo, hay que
recurrir o bien al elemento que esté en el mismo periodo que A y el mismo grupo que B o al
que esté en el mismo grupo que el A y el mismo periodo que el B. En estos apuntes, a
cualquiera de estos dos posibles elementos a los que se puede recurrir los llamaremos
elementos auxiliares. Si es X uno de estos dos elementos auxiliares hay que ver si se puede
o no aplicar la propiedad transitiva. Por ejemplo, si radio covalente de A > radio covalente
de X (lo que expresaremos abreviadamente por A > X) y X > B entonces A > B o bien, si
A < X y X < B entonces A < B, pero si ocurre que A > X y X < B o A < X y X > B no se
puede sacar ninguna conclusión, porque no se puede aplicar la propiedad transitiva de esta
relación. En la Fig. 13 se indican unos ejemplos.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H He
Figura 13. Comparación de los tamaños de átomos de elementos que no pertenecen ni al mismo periodo
ni al mismo grupo. Los átomos de estos elementos sólo pueden compararse si se puede aplicar la propiedad
transitiva. Por ejemplo, si se quiere saber qué átomos son mayores, los de K o los de N, se puede tomar como
elemento auxiliar el As y razonar así: K > As y As>N, luego K > N. También se podía haber tomado el Li
como elemento auxiliar para comparar: Si K > Li y Li > N entonces K > N. Sin embargo, si se quiere comparar
el tamaño de los átomos de K con los de Bi, no se puede, ya que si se toma el As como elemento auxiliar K >
As y As < Bi y no se puede obtener ninguna conclusión. Tampoco se podría haber llegado a ninguna conclusión
si se toma el Cs como elemento auxiliar.

30
En la Tabla 2 se dan los radios covalentes simples de los átomos de los elementos H
al Ca, que corroboran los resultados obtenidos anteriormente sobre la variación de estos
radios, y en la Fig. 14 se hace una representación gráfica de los mismos.
Tabla 2
Radios covalentes simples y radios iónicos de algunos átomos e iones. Los valores indicados corroboran lo
explicado sobre los radios covalentes e iónicos de los átomos.
Número Radio covalente Radio iónico

Átomo Ion
atómico (Å) (Å)
1 H 0,28 H 1,54
2 He 0,93 He⊕ -
3 Li 1,52 Li⊕ 0,68
Be⊕ 0,44
4 Be 1,12
Be 2⊕ 0,35
5 B 0,88 B3⊕ 0,23
C 4⊕ 0,16
6 C 0,77
C 4 2,60
N 3 1,71
7 N 0,70
N 3⊕ 0,16
8 O 0,66 O 2 1,32
9 F 0,64 F 1,33
10 Ne - Ne⊕ 1,12
11 Na 1,91 Na ⊕ 0,97
12 Mg 1,60 Mg 2⊕ 0,66
13 Al 1,43 Al3⊕ 0,51
Si 4⊕ 0,42
14 Si 1,17
Si 4 2,71
P3 2,12
15 P 1,10
P3⊕ 0,44
16 S 1,04 S2 1,84
17 Cl 0,99 Cl 1,81
18 Ar 1,74 Ar ⊕ 1,54
19 K 2,35 K⊕ 1,33
Ca ⊕ 1,18
20 Ca 1,97
Ca 2⊕ 0,99

31
2.5
2.0
Radio covalente simple (Α)

ο
1.5
1.0
0.5
0.0
0 5 10 15 20
Número atómico, Z
Figura 14. Representación del radio covalente de los átomos de los elementos H al Ca, en función del
número atómico. Obsérvese que la variación es la predicha por la Fig. 12.
Radio metálico
Este parámetro se refiere siempre sólo a elementos metálicos. Es la mitad de la
distancia internuclear 1 entre los átomos que se encuentran más próximos en el cristal
metálico de un elemento. La diferencia en el valor de los radios metálicos entre los átomos
de cualquier metal es pequeña. Los átomos de los metales tienen radio covalente y radio
metálico. Por ejemplo, el radio covalente del litio es la mitad de la distancia internuclear en
la molécula Li2(g) (Li-Li), mientras que el radio metálico del litio es la mitad de la distancia
entre los núcleos de dos átomos en contacto del cristal metálico (Figs. 31a y 31b). El radio
covalente de los átomos de un determinado elemento metálico es siempre menor que su radio
metálico 2 como se esquematiza en la Fig. 15. Así, por ejemplo, en el caso del Li, el radio
covalente de sus átomos es 1,23 Å y el metálico 1,55 Å.
1
En los enlaces covalentes que se han introducido anteriormente la distancia intranuclear es la longitud de enlace.
2
Cuando se trate el enlace metálico más adelante se explicará por qué.

32
Li metálico
Li 2 (gas) (Li − Li)
2rcov
2rmet.
Figura 15. Representación esquemática del significado de los radios covalente y metálico de los átomos
de un elemento metálico. Aunque se ha concretado en el Li se puede generalizar a cualquier otro elemento
metálico.
Radio de Van der Waals

Será estudiado en un tema posterior
Radio iónico
Todo lo dicho anteriormente sobre el tamaño de los átomos se refería a átomos
neutros. Para los átomos con carga, o sea los iones monoatómicos, se define el radio iónico
de manera que la suma de los radios iónicos de dos iones de signo contrario en contacto en
el cristal iónico sea igual a la distancia internuclear (que se llama también, en los cristales
iónicos, distancia interiónica). En el próximo capítulo sobre el enlace iónico se tratarán con
más detalle los radios iónicos. La distancia interiónica en una red cristalina iónica se denota
mediante r0. El radio iónico de un ion monoatómico positivo se denota mediante rsímbolo del ion
, por ejemplo rCa 2⊕ , o, simplemente, mediante r+. Análogamente, el radio iónico de un ion
monoatómico negativo se denota simplemente mediante r- o mediante rsímbolo del ion , por
ejemplo rCl . Evidentemente, por la definición de radios iónicos, se cumple:
r0= r+ + r− (14)
En el caso de átomos isoelectrónicos (átomos con el mismo número de electrones),

tales como S2 , Cl , Ar, K ⊕ y Ca 2⊕ , la configuración electrónica de todos ellos es la
misma y teniendo en cuenta las reglas de Slater el tamaño de los átomos isoelectrónicos

33
disminuye al aumentar Z. Obsérvese que dado un conjunto de átomos isoelectrónicos o son

todos ellos iones o todos menos uno, que sería un átomo neutro.
Un ion monoatómico positivo es menor que el átomo del que procede y un ion
monoatómico negativo es mayor que el átomo del que procede, ya que según las reglas de
Slater en el primer caso Zω* (carga nuclear efectiva) en el catión es mayor que Zω* del átomo
neutro y en el segundo menor. En la Tabla 2 se da el radio covalente simple de algunos
átomos neutros y el radio iónico de algunos de sus iones, que corroboran los resultados
indicados aquí.
(A) (B)
X → X ⊕ + e- X + e- → X
+ · + ·
Figura 16. Variación del tamaño de un átomo cuando se ioniza. (A) Si el átomo pierde uno o más electrones
su tamaño disminuye. (B) (A) Si el átomo toma uno o más electrones su tamaño aumenta.

34
3.5.2. Potencial de ionización.

Potencial o energía de ionización de un átomo es la energía mínima necesaria para
separar un electrón de un átomo, en su estado fundamental y en estado gaseoso 1. Es decir,
es la energía necesaria para el proceso:
X(g) → X ⊕ ( g ) + e- (15)
X(g) → X ⊕ ( g ) + e-
+ ·
Figura 17. Esquema relativo a la definición de potencial de ionización. El potencial de ionización es la

energía asociada al proceso esquematizado donde un átomo en estado gaseoso (muy alejado de otros átomos)
pierde un electrón.
En el caso de un átomo multielectrónico, el primer electrón que se pierde es el de

mayor energía o uno de los que más energía tengan si hay más de uno con la misma energía.
La energía mínima necesaria para separar el primer electrón de un átomo se denomina primer
potencial de ionización, I1, la energía mínima necesaria para arrancar el segundo electrón se
denomina segundo potencial de ionización, I2, etc. Para cada elemento hay tantos potenciales
de ionización de sus átomos neutros como electrones tengan éstos. Entre los sucesivos
potenciales de ionización se verifica I1 < I2 < ... 2 , debido a que el número atómico efectivo
del núcleo para los electrones ω de cada átomo resultante aumenta al disminuir el número
de electrones, por disminuir para ellos la constante de pantalla. La consideración anterior es
suficiente para explicar el aumento de los sucesivos potenciales de ionización de un mismo
átomo pero puede contribuir a comprender este aumento el hecho de que una vez arrancado
el primer electrón al átomo, este adquiere una carga positiva que aumenta en una unidad
cada vez y la dificultad (energía) para separar de un átomo cargado positivamente un
electrón, de carga negativa, es cada vez mayor conforme aumenta la carga del átomo. Todos
los potenciales de ionización son positivos.
1
En estado gaseoso quiere decir que los átomos estén muy separados unos de otros para que se pueda suponer que no hay interacción entre
ellos, pues esta interacción influiría en la energía que habría que suministrar al átomo para arrancarle un electrón.
2
Si el átomo de partida es neutro entonces el último potencial de ionización es IZ, donde Z es el número atómico del átomo.

35
Los sucesivos potenciales de ionización de un átomo se determinan

experimentalmente a partir de los espectros de emisión y también utilizando el ciclo de
termodinámico de Born-Haber 1 si se conocen las demás magnitudes que intervienen en él.
Cuando no se indique otra cosa, al hablar del potencial de ionización de un átomo
nos estaremos refiriendo a su primer potencial de ionización, I1, y lo denotaremos mediante
I (o I1).
En líneas generales, dentro de un periodo el potencial de ionización aumenta hacia
la derecha y dentro de un grupo aumenta hacia arriba. La explicación cualitativa es que,
como ya se sabe, la energía del electrón ω disminuye en un periodo al avanzar hacia la
derecha y, por lo tanto, se necesita más energía para arrancar el electrón. Igualmente, como
en un grupo la energía del electrón ω disminuye al subir en el grupo, también lo hará el
potencial de ionización.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Zona de los
H elementos con He
El potencial de ionización aumenta en un grupo
1
Li Be
hacia arriba y en un periodo hacia la derecha B C mayor
N Opotencial
F Ne
2
de ionización
5 Rb Zona
Sr de
Y los Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
elementos con
6 Cs menor
Ba La Ce Pr
potencial Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 de ionización
Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Or
Figura 18. Variación del potencial de ionización en el Sistema Periódico. En líneas generales en un periodo
aumenta hacia la derecha y en un grupo hacia abajo.
En la Fig. 19 se indican los primeros potenciales de ionización de los átomos de los

elementos comprendidos entre el H y el Ca. En ella los tres máximos corresponden al He,
Ne y Ar y los mínimos al H, Li, Na y K. Estos resultados son extrapolables a una
representación de todos los elementos: los máximos en una representación de todos los
elementos corresponden a los gases nobles 2 y los mínimos a los metales alcalinos. Esto
indica que las configuraciones de los gases nobles son las más estables con respecto a la
extracción de un electrón y que el electrón de la última capa de los metales alcalinos se puede
arrancar fácilmente. Nótese que el ion que resulta cuando un átomo de un metal alcalino
pierde el único electrón de la última capa adquiere la configuración de los átomos del gas
noble del periodo anterior.
1
El ciclo de Born-Haber es un ciclo termodinámico basado en que la variación del valor de una función de estado en un proceso de un
sistema desde un estado a otro, concretamente de la entalpía, es independiente de cómo se llegue del estado inicial al final, es decir es
independiente del "camino".
2
También los átomos de Hg corresponde a uno de los máximos.

36
30
Potencial de ionización (eV/átomo)

25
20
15
10
0
0 5 10 15 20
Número atómico, Z
Figura 19. Representación de los primeros potenciales de ionización de los átomos de los elementos H a
Ca. Obsérvese que aunque, en un periodo, el potencial de ionización aumenta hacia la derecha, no lo hace de
forma regular, hay altibajos cuya presencia se explicará más adelante para el caso del N y el O.
La forma de variación del potencial de ionización en un periodo indicada

anteriormente es en líneas generales, pero no se cumple estrictamente. El potencial de
ionización de los átomos de nitrógeno es mayor que el de los átomos de oxígeno, a pesar de
que el oxígeno está más a la derecha en el periodo. Ello se puede explicar a la vista de sus
configuraciones electrónicas que indicamos a continuación señalando la distribución de los
electrones de valencia en los orbitales atómicos:
N 1s2 2s2 2p3 (16)
O 1s2 2s2 2p4 (17)
Los átomos de N tienen el subnivel 2p semilleno y los de O no. Se comentó

anteriormente en este tema que los átomos con subniveles llenos o semillenos tienen una
estabilidad adicional. Entonces, quitar un electrón del subnivel 2p a un átomo de N requiere
más energía que quitarlo a un átomo de oxígeno. Este mismo razonamiento explica la forma
de diente de sierra de la representación de los potenciales de ionización de la Fig. 19 y de
otras más completas, con todos los elementos.

37
3.5.3. Afinidad electrónica.

Es posible, en general, adicionar un electrón a un átomo. La energía asociada con
este proceso cuando los átomos están en estado gaseoso, es decir muy lejos de otros átomos
para poder despreciar la interacción entre ellos, se denomina afinidad electrónica o
electroafinidad y se denota por la letra E (o también por A). Así pues, la afinidad electrónica
es la energía que se libera, o que hay que suministrar, en el proceso:
X(g) + e- → X ( g ) (18)
X(g) + e- → X ( g )
· +
Figura 20. Esquema relativo a la afinidad electrónica. La afinidad electrónica es la energía asociada al
proceso esquematizado en (B) donde un átomo en estado gaseoso (muy alejado de otros átomos) toma un
electrón.
Cuando se libera energía la afinidad electrónica se considera positiva y cuando se

absorbe, negativa. En la Fig. 20 se esquematiza el proceso. Decir que la afinidad electrónica
de un átomo es negativa indica que el átomo tiene que ser "obligado" a aceptar un electrón
y, por lo tanto, el átomo que resultaría es inestable. La definición de afinidad electrónica es
independiente de que el átomo sea neutro o esté cargado. Obsérvese que el criterio para el
signo de la afinidad electrónica es contrario al utilizado para el potencial de ionización.
En líneas generales, la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha dentro de
un mismo periodo, pero hasta llegar al grupo de los gases nobles. Los átomos de los gases
nobles tienen una estructura muy estable y no toman un electrón a no ser que se les obligue
o, lo que es lo mismo, tienen una afinidad electrónica negativa. La variación en un grupo es
irregular, pero lo normal es que la afinidad electrónica en la parte alta de un grupo sea mayor
que en la parte baja. En la Fig. 21 se esquematiza la variación, en líneas generales, de la
afinidad electrónica.

38
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Zona de los
1 H La afinidad electrónica aumenta en un grupo hacia elementos con He
2 Li Be arriba y en un periodo hacia la derecha excluidos B mayor
C Nafinidad
O F Ne
los gases nobles
electrónica
5 Rb Zona
Sr deY los Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
elementos con
6 Cs menor
afinidad
7 Fr electrónica
Figura 21. Variación de la afinidad electrónica en los periodos y grupos del Sistema Periódico. En un
periodo el aumento de la afinidad electrónica se detiene al llegar a los gases nobles, para los que la afinidad
electrónica es negativa, debido a su estabilidad. De todos modos, la variación indicada es bastante irregular.
Puede darse una explicación cualitativa a esta forma de variación utilizando, como
siempre, las reglas de Slater.
Los no metales tienen, en general, afinidades electrónicas altas. La gran afinidad
electrónica de los halógenos se debe a que consiguen, mediante la adición de un electrón, la
configuración del gas noble de su mismo periodo. Por otra parte, los gases nobles, como ya
se ha indicado, y algunos metales tienen afinidades electrónicas negativas.
Hay átomos que pueden adicionar más de un electrón (los de N, O, P, S, etc.). En
estos casos puede hablarse de segunda, tercera, etc., afinidades electrónicas. Todas las
segundas, terceras, etc. afinidades electrónicas son negativas. Ello se debe a la repulsión
electrónica entre el ion y el electrón que se pretende adicionar.
Debe indicarse también que la afinidad electrónica de un átomo es igual al potencial
de ionización de este mismo átomo pero con un electrón más, que será un anión si el átomo
de partida es neutro. Por ejemplo, la afinidad electrónica de un átomo de flúor, F, es igual al
potencial de ionización del ion fluoruro, F . Así mismo, como otro ejemplo, la afinidad
electrónica del ion Be⊕ es igual al potencial de ionización de un átomo de berilio, Be.
En la Tabla 3 se dan las afinidades electrónicas de los átomos de algunos elementos.
Tabla 3
Afinidades electrónicas de los átomos de los elementos H a Ca. Las afinidades electrónicas negativas dan
lugar átomos inestables y no se ha consignado su valor. Por ejemplo, el ion Be , que sería el resultado de la
unión "obligada" de un electrón a un átomo de Be (afinidad electrónica negativa del Be) es inestable.
Número E Número E
Elemento Elemento
atómico (eV/átomo) atómico (eV/átomo)
1 H 0,754 11 Na 0,548
2 He negativa 12 Mg negativa
3 Li 0,618 13 Al 0,441
4 Be negativa 14 Si 1,385
5 B 0,277 15 P 0,747
6 C 1,263 16 S 2,077
7 N negativa 17 Cl 3,613
8 O 1,461 18 Ar negativa
9 F 3,401 19 K 0,501
10 Ne negativa. 20 Ca 0.043

39
Las afinidades electrónicas se pueden obtener por métodos indirectos mediante el

ciclo termodinámico de Born-Haber, cuando la única magnitud desconocida del ciclo sea
ella.
3.5.4. Electronegatividad
Esta importante propiedad periódica se tratará con más detalle en el tema del enlace
covalente. La electronegatividad de un átomo se denota mediante x y es una cantidad
adimensional. Aquí vamos a dar sólo una definición operacional de electronegatividad
debida a Robert S. Mulliken (1896-1986) y que es la semisuma del potencial de ionización
y de su afinidad electrónica:
I+E
xMulliken = (19)
2
Se ha escrito el subíndice Mulliken para indicar que es la electronegatividad definida por
este científico. Para determinar la electronegatividad de Mulliken el potencial de ionización
y el de la afinidad electrónica se expresan en eV, pero no se escribe la unidad. Por ejemplo,
la electronegatividad de Mulliken de un átomo de cloro es 1, de acuerdo con los valores de I
y de E para este átomo:
12,97 + 3,613
=
xCl ,Mulliken = 8,292 (20)
2
De acuerdo con la definición (20) y con la variación en el Sistema Periódico del
potencial de ionización y de la afinidad electrónica, la electronegatividad varía como se
indica en la Fig. 22
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Zona de los
1 H
La electronegatividad aumenta en un grupo hacia elementos con He
2 Li Be arriba y en un periodo hacia la derecha excluidos Bmayor
C N O F Ne
electronegatividad
3 Na Mg los gases nobles Al Si P S Cl Ar
5 Rb Zona
Sr deY los Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
elementos con
6 Cs menor
7 Fr electonegatividad
Figura 22. Variación de la electronegatividad en el Sistema Periódico. La variación en un periodo llega

hasta el correspondiente gas noble, excluido.
Hay otras definiciones conceptuales y operacionales de electronegatividad, que se

han de posponer a un tema posterior y que están relacionadas numéricamente con la de
1
La electronegatividad de Mulliken no es la que aparece normalmente en los Sistemas Periódicos.

40
Mulliken. Además, la variación de la electronegatividad con la posición del elemento en el

Sistema Periódico, independientemente de cómo se defina, es la misma que la de Mulliken.
3.5.5. Otras propiedades periódicas

A continuación, se enumeran otras propiedades periódicas, que se tratarán en el lugar
adecuado, muchas de las cuales dependen de la electronegatividad: carácter metálico o no
metálico, el carácter reductor u oxidante, la acidez o basicidad y la valencia iónica y
covalente.
3.6. Resumen
En este tema se ha estudiado las posibilidades que ofrece el Sistema Periódico como
herramienta de trabajo. Se comenzó el tema con una descripción del Sistema Periódico y la
clasificación de los elementos de acuerdo con su posición en él. A continuación, se ha
explicado la forma de obtener configuraciones electrónicas de manera que se eviten el mayor
número de excepciones con respecto a las configuraciones reales de los átomos, que se
obtienen experimentalmente. Se estudia cómo varían, en el Sistema Periódico las
propiedades periódicas estudiadas: tamaño atómico (volumen atómico, radio covalente
simple, radio metálico y radio iónico), potencial de ionización, afinidad electrónica y
electronegatividad. Otras propiedades periódicas importantes se han señalado simplemente
posponiendo su estudio para temas posteriores.

41

42

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1

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

3.2. El Sistema Periódico1actual de los elementos

IA II A III B IV B V B VI B VII B VIII B IB II B III B IV A V A VI A VII A VIII A

3.2.1. Nombre y símbolo de los elementos

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

0 nil 1 un 2 bi 3 tri 4 quad 1 5 pent 6 hex 7 sept 8 oct 9 enn

Este elemento, además de su nombre y símbolo sistemáticos, se denomina también dubnio,

En la Tabla 1 se indican los nombres y masas de los diferentes elementos, además

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

1 Hidrógeno H 1,008 41 Niobio Nb 92,906 81 Talio Tl 204,38

La (IUPAC) revisa periódicamente las masas atómicas teniendo en cuenta la abundancia de

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

3.2.2. Períodos y grupos

3.2.3. Clasificación de los elementos de acuerdo con el Sistema

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

IA II A III B IV B V B VI B VII B VIII B IB II B III B IV A V A VI A VII A VIII A

El Sistema Periódico que estamos utilizando está reducido al mínimo en cuanto a la

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

IA II A III B IV B V B VI B VII B VIII B IB II B III B IV A V A VI A VII A VIII A

3.2.4. Deficiencias del Sistema Periódico

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

3.2.5. Bases para la formación del Sistema Periódico

Regla de la máxima multiplicidad de Hund

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

Principio de exclusión de Pauli.

Figura 5. Representación esquemática de la disposición de cuatro electrones en los orbitales de un

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

comienza por situar el electrón de un átomo de hidrógeno (Z=1) en el orbital 1 1s que es lo

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

energía, que, según el diagrama, es el 2s. De manera que la configuración de un átomo de

Para escribir la configuración electrónica de un átomo de carbono (Z=6), se parte de

El principio de Aufbau permite obtener sin dificultad las siguientes configuraciones.

Obsérvese que el número máximo de electrones que pueden incluirse en un subnivel

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

Figura. 7. Configuraciones electrónicas del B, C, N y O. Se han representado también los diferentes

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

3.3. Algunas consideraciones sobre las configuraciones

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Procedimiento 2. Consta de las siguientes etapas:

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Este procedimiento 2 da la misma configuración 1 que la obtenida con el

1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 4 s 2 4 p ... (se ha ocupado antes el subnivel 4s que el 3d)

Quedan 6 electrones. El siguiente subnivel en orden de ocupación es el 3d, luego:

Etapa 3: Si "sobran" subniveles o hay subniveles sin electrones, se borran:

y la configuración resultante es:

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

Excepciones de las configuraciones electrónicas previstas.

1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s 2 4 p 6 4d 10 4 f 5s 2 5 p 6 5d 6s 2 6 p... (quedan 8 electrones por situar)

1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s 2 4 p 6 4d 10 4 f 5s 2 5 p 6 5d 1 5 f 6s 2 6 p... (quedan7 electrones por situar)

1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4 s 2 4 p 6 4d 10 4 f 7 5s 2 5 p 6 5d 1 5 f 6s 2 6 p ... (se han tachado los subniveles

y, por lo tanto, la configuración electrónica buscada es:

que coincide con la experimental.

R. Varón, M. García-Moreno y M. Ll. Amo-Saus. Departamento de Química-Física. Escuela de I. I. de Albacete.

Otras excepciones, siempre de átomos correspondientes a elementos del bloque d o