La tabla periódica: manual de vuelo de electrones

Hace poco, con motivo de que 2019 es el año internacional de la tabla periódica, varios amigos de Naukas estuvimos debatiendo en torno a la pregunta: ¿cuál es tu elemento favorito de la tabla periódica? Para ser sinceros, yo contribuí poco a ese debate, pues no tengo preferencia alguna por ningún elemento químico. Lo bueno de tener amigos así es que sus preguntas suelen pasar unos días rebotando en mi cabeza. Esta no fue una excepción. Tras unos días descubrí que, de hecho, la tabla periódica tiene un elemento que me fascina más que ningún otro. Después de todo, sí que tengo un elemento favorito.

Y mi “elemento” favorito es… el electrón. No te molestes en buscarlo. No tiene casilla propia. De hecho, ni siquiera es un elemento químico. Pero es, sin lugar a dudas, el ladrillo fundamental de la tabla. Permitid que me explique.

La “fila” periódica

Antes de continuar, permíteme que “cargue” dos imágenes en tu mente: una caricatura de un átomo y una tabla periódica.

En la imagen arquetípica del átomo (el obsoleto modelo atómico de Rutherford, para los puristas) los electrones son esas “bolitas” con carga negativa que “giran” alrededor del núcleo. El núcleo, a su vez, está compuesto de protones (con carga idéntica a la del electrón, pero positiva) y neutrones, que son como protones sin carga. El papel de los neutrones es, a grandes rasgos, hacer de “cemento” entre los protones, que al tener todos carga positiva se repelen.

Modelo atómico simplificado conocido como modelo de Rutherford

Si vamos ahora a una tabla periódica clásica (pues no es la única que existe), lo primero que nos llamará la atención es que los elementos aparecen ordenados. Tan ordenados, que incluso cada uno tiene un número, el número atómico.

Tabla periódica básica. Cada casilla indica el número atómico y la abreviatura del nombre del elemento

El número atómico es el nombre que dan los químicos al número de protones del átomo en cuestión. Así, cualquier átomo con 1 protón será un átomo de hidrógeno. Y cualquier átomo con 8 protones será un átomo de oxígeno. Aquí viene la primera idea fascinante: los protones son todos iguales. Los protones de un átomo de oro no son protones de oro, son protones sin más, iguales que los de un átomo de cualquier otro elemento. Es su cantidad de protones y no ninguna otra cualidad lo que distingue unos elementos de otros (aunque si nos ponemos a hilar fino también tenemos que contar los neutrones, como se explica aquí).

Pues bien, si podemos poner todos los átomos en fila, ordenados por número atómico… ¿por qué nuestra tabla periódica no es una “fila” periódica?, ¿por qué tiene forma?

Armando la materia

Aquí es donde entra el electrón. La mayoría de los átomos que te rodean tienen carga neutra. En su devenir por el universo, sus núcleos (recuerda, con carga positiva), han atraído electrones (con carga negativa) hasta que las cargas de unos y otros se han igualado. Esto es, tienen igual número de protones que de electrones.

Con lo que sabemos hasta ahora tenemos en nuestras manos una receta para “cocinar” cualquier elemento, para “armarlo” como si fuese un armario de Ikea. Imaginemos, por ejemplo, que queremos crear litio (número atómico 3). El proceso sería algo como lo siguiente:

– ¡Niño!, vete a la despensa y tráete 3 protones, 3 electrones y el saco de neutrones. Dame un protón y un electrón, que lo voy a poner a orbitar… voilá, ¡tenemos hidrógeno!. Vamos a introducir ahora el segundo protón con su segundo electrón… ve metiéndome neutrones en el núcleo hasta que “cuaje”. ¡Ahí está!, han bastado dos neutrones para que no se nos desmorone todo, ¡ya tenemos helio! Un poco más, vamos con el tercer protón (con su electrón, que no falte), tú no pares de echar neutrones a la mezcla. ¡Bravo!, aquí tenemos nuestro átomo de tres protones, tres electrones y cuatro neutrones, nuestro átomo de litio.

Electrones, esos hipsters

Si miramos un poco más detenidamente, veremos que colocar los electrones en sus órbitas tiene su arte. Y es que los electrones forman parte de un familia muy especialita: la de los fermiones. Los fermiones son partículas hipster. Es como si odiasen la uniformidad y se esforzasen siempre por ser diferentes (con éxito, al contrario que los hipsters humanos).

En el proceso anterior, cuando estábamos fabricando litio, los dos primeros electrones se han acomodado en una órbita parecida, aunque no ha habido manera de hacer que giren ambos en el mismo sentido. Cada uno ha insistido en girar en una dirección opuesta. ¡Todo sea por ser diferente! El tercer electrón es aún más prima donna: se nos ha ido a una órbita mucho más alta. No ha habido manera de hacerle volar más cerca de sus otras dos partículas hermanas. Cosas aún más misteriosas pasan si seguimos añadiendo protones y electrones. Cuando llegamos al 5º electrón, este se coloca en una llamativa órbita elíptica. Lo mismo le pasa al 6º, al 7º, al 8º al 9º y al 10º. Todos en órbitas elípticas de igual altura, aunque con orientaciones y direcciones diferentes. Cuando llegamos al 11º, este vuelve a colocarse en una bonita órbita circular, aunque más alta que todas las anteriores.

Los químicos y los físicos llaman órbitas s a las órbitas circulares. Y como están acostumbrados a los caprichos de los electrones, saben que en una órbita s pueden acomodarse 2 electrones. Como hay órbitas circulares más altas y más bajas, también suelen añadir un número delante indicando este detalle: así, una órbita 1s es más baja que una 2s. Las órbitas elípticas de las que hemos hablado se conocen como órbitas p, y en ellas caben 6 electrones. Si seguimos añadiendo electrones, pronto encontraremos otros tipos de órbitas con formas aún más raras: como la órbita d, con capacidad para 10 electrones o la órbita f, con capacidad para 14. El orden en el que vamos encontrando estas nuevas órbitas según vamos añadiendo electrones es el siguiente: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s …, aunque es mucho más fácil de recordar si te fijas en el siguiente diagrama:

Orden de llenado de las órbitas. Los dos primeros electrones se acomodan en la órbita 1s. Los dos siguientes, en la 2s. Los seis siguientes, en la 2p. Etc

La forma de la tabla periódica

No hay nada más iluminador que recorrer la tabla periódica, del hidrógeno en adelante, con este diagrama en mente (échale un ojo a la figura de debajo de este párrafo). Descubriremos, por ejemplo, que la tabla jamás cambia de fila mientras una órbita no esté completamente llena, y que las filas representan la “altura” de la órbita más alta. Descubriremos también que el orden de llenado de las órbitas explica esos espacios en blanco entre el hidrógeno y el helio, o entre el berilio y el boro. O que los lantánidos y actínidos, esas filas con 14 elementos cada una (14, como la capacidad de las órbitas f, y no por casualidad) se representan aparte por razones meramente estéticas y de conveniencia editorial, pues realmente deberían abrirse hueco en todo el medio de la tabla.

La misma tabla, pero ahora indicando las órbitas

¿Y qué importa cómo orbiten los electrones?

Otra cosa que notarás en la tabla periódica es que los elementos están colocados de tal forma que, si comparten una misma columna, su órbita más alta es del mismo tipo (s, p, d, f, ...) y contiene el mismo número de electrones orbitando en ella. Así, por ejemplo, los átomos de hidrógeno, litio o sodio tienen en común lo siguiente: su órbita más alta es tipo s y contiene un solo electrón.

Los electrones de las órbitas más altas son como “la piel” del átomo. Si dos átomos se acercan, la interacción más probable se dará a través de, únicamente, sus electrones más externos. Los de las órbitas internas es (casi) como si no estuvieran. Vaya, que normalmente a un átomo cualquiera le da igual interaccionar con un átomo de hidrógeno, uno de litio o uno de sodio. Por fuera tienen más o menos la misma pinta. Visto uno, vistos todos. Pero, espera un momento. Dos átomos interaccionando… tocándose “piel con piel” (órbita externa con órbita externa), ¿eso no es una forma cursi de llamar a una reacción química?

La tabla periódica, cuya forma resume las propiedades químicas básicas de los elementos… no es más que una carta de navegación, un manual de vuelo para electrones. Y de la forma en que estos vuelan puede deducirse, nada menos, que buena parte de la química.

Para profundizar



3 Comentarios

  1. Muy bueno, pero tiene un error grave, habla de los electrones en órbitas ,no es el modelo actual y es una de las ideas previas con que llegan nuestros estudiantes .

    1. Sandra, yo no creo que usar el vocablo ‘órbita’ para los electrones constituya ningún error. El diccionario llama órbita a la “trayectoria que recorre un electrón alrededor del núcleo del átomo”.

  2. Yo tenía una tabla periódica que se plegaba y los lantánidos emergían del lugar que les correspondería. Una joya, de cartón, plastificada…

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Por Pablo Rodríguez
Publicado el ⌚ 21 enero, 2019
Categoría(s): ✓ Física • Química • Textos