Estructura atómica

¿De dónde sale la idea de átomo? De una pregunta que ya se hacían en la antigua Grecia: si parto un trozo de materia una y otra vez, ¿puedo seguir partiendo para siempre?

Demócrito respondió que no: al final llegas a una pieza mínima, imposible de cortar. La llamó átomo, que en griego significa «sin corte».

A Aristóteles no le convenció —él imaginaba la materia continua, sin huecos— y su opinión pesaba tanto que la idea de Demócrito acabó archivada en el baúl de los recuerdos. Y ahí se quedó… más de dos mil años.

Un tejedor obsesionado con el tiempo

Quien la rescató fue John Dalton, y no era precisamente un señor de laboratorio elegante. Hijo de tejedores cuáqueros pobres del noroeste de Inglaterra, austero y autodidacta, con doce años ya daba clase a otros niños de su aldea.

Confundía el rosa con el azul, y en vez de callárselo estudió su propio defecto y lo describió ante una sociedad científica: por eso hoy llamamos daltonismo a esa forma de ver los colores.

¿Y cómo acaba un meteorólogo hablando de átomos? Porque Dalton se pasaba la vida midiendo el aire: lluvias, nieblas, presiones. Y había algo que no le cuadraba.

Los gases se mezclan sin perder su identidad, y la presión total sale exactamente de sumar la de cada uno. Con una materia continua, como imaginaba Aristóteles, eso no hay por dónde cogerlo.

La prueba estaba en la balanza

×

Las cuentas de Dalton: para los mismos 12 g de carbono, el oxígeno entra en 16 g… o en 32, el doble justo

Dalton no discutía con argumentos, como los griegos. Pesaba. Juntó carbono y oxígeno y vio que formaban dos compuestos distintos, pero que las cantidades no salían de cualquier manera: para los mismos 12 g de carbono, el oxígeno entraba en 16 g en uno… y en 32 g en el otro. El doble exacto.

Y lo mismo pasaba con otras parejas de elementos: siempre proporciones de números enteros y sencillos.

Si la materia fuera una pasta continua, ¿por qué iba a combinarse en números redondos? Solo hay una salida razonable: la materia viene en piezas.

Lo que propuso

• La materia está formada por átomos indivisibles e indestructibles.
• Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí y distintos a los de cualquier otro.
• Una reacción química no crea ni destruye átomos: solo los reordena.

No todos se lo creyeron

Aquí viene lo interesante, y es lo que casi nunca se cuenta: publicó su teoría en 1808 y funcionó de maravilla… pero durante casi cien años buena parte de la comunidad científica usó sus leyes negando que los átomos existieran de verdad.

Para Mach o para Ostwald eran «ficciones matemáticas»: útiles para calcular, pero nadie los había visto. Ostwald no dio su brazo a torcer hasta 1908. Ni siquiera Mendeléiev, que ordenó la tabla periódica con las masas atómicas, se fiaba del todo.

La ciencia no fue una línea recta. Fue una discusión de un siglo.

El chico que quería ser ingeniero

J. J. Thomson nació en Manchester en 1856, en una familia de libreros. Quería ser ingeniero, pero no encontró plaza de aprendiz y acabó en el Owens College, a medio camino entre la universidad y el taller. Con 28 años ya dirigía el Laboratorio Cavendish, el más prestigioso de Inglaterra.

Era un genio diseñando experimentos y un desastre con las manos: los tubos de vidrio se los soplaba su ayudante, Ebenezer Everett. La ciencia casi nunca es de una sola persona.

Y la pregunta que tenía encima de la mesa no era suya: era de toda Europa. Al meter alto voltaje en un tubo de vacío aparecía un resplandor que salía del polo negativo. ¿Qué demonios era eso?

Los alemanes decían que ondas, como la luz. Los ingleses, que partículas. Thomson se propuso zanjarlo.

Cuatro experimentos en un tubo de vidrio

‹›

×

‹›

El tubo de Crookes por dentro: el haz sale del cátodo y la cruz deja sombra1/6

Y lo zanjó encadenando cuatro pruebas — las que ves en las imágenes:

• La cruz. Puso una cruz metálica en medio y en el fondo apareció su sombra, nítida y del mismo tamaño. → Los rayos viajan en línea recta.
• El molinete. Colocó una ruedecita de aspas y el rayo la hizo girar. En su día esto se leyó como la prueba de que los rayos tenían masa. (Hoy sabemos que ese giro se explica mejor por el calentamiento del gas dentro del tubo —el mismo efecto del radiómetro de Crookes—, así que no era la prueba limpia que parecía. Un buen recordatorio de que un experimento también se puede interpretar mal.)
• Las placas. Al pasar entre dos placas cargadas, el haz se curvó hacia la positiva. → Los rayos llevan carga negativa.
• El imán. Un campo magnético también los desviaba. Combinando imán y placas, Thomson pudo medir lo que llevaba dentro.

¿Y qué salió de esas medidas? Dos números que lo cambiaron todo. Aquellas partículas viajaban a unos 30.000 km/s —un 10 % de la velocidad de la luz— y eran unas 1.837 veces más ligeras que el átomo de hidrógeno, el más ligero que se conocía.

Y el detalle definitivo: daba igual de qué metal fuera el cátodo, siempre salían las mismas. O sea, que están en toda la materia. Los electrones.

Ahí cae el primer dogma: el átomo, ese trozo «sin corte» de Dalton, resulta que sí tiene piezas.

Lo que propuso

Si la materia normal es neutra y dentro hay cargas negativas, tiene que haber algo positivo que las compense. Así que Thomson se imaginó el átomo como una esfera de carga positiva que lo ocupa todo, con los electrones incrustados dentro y repartidos, de manera que la carga total diera cero.

Es el clásico «pudín de pasas» inglés, aunque para nosotros se entiende mejor como un muffin de carga positiva con pepitas negativas repartidas por dentro.

Le llamaron alquimista

No se lo recibieron con aplausos. Si todos los elementos se diferenciaban solo en cuántos corpúsculos llevan y cómo están colocados, entonces se podría convertir un elemento en otro… justo el viejo sueño alquimista que el átomo macizo de Dalton parecía haber enterrado.

A Thomson lo acusaron de resucitarlo.

Y el debate onda-partícula tampoco murió de golpe: Philipp Lenard insistía en que eran ondas, porque los rayos atravesaban láminas metálicas finas sin agujerearlas. Un siglo de discusión no se cierra en una tarde.

El granjero de la otra punta del mundo

Ernest Rutherford nació en Nueva Zelanda en 1871, en una familia de origen escocés que cultivaba lino: lo más lejos que se podía estar del centro de la ciencia europea. Una beca lo sacó de allí en 1895 y lo llevó al Cavendish, con Thomson; después irían McGill y Mánchester.

No era bueno con las matemáticas —se perdía en sus propias ecuaciones en clase—, pero tenía dos cosas mejores: paciencia infinita y audacia experimental. No se fiaba de ninguna teoría que no viniera respaldada por un experimento.

Y despreciaba tanto las demás ciencias («la ciencia es o física, o coleccionar sellos») que tuvo su punto cuando le dieron el Nobel… de Química.

La pregunta que dejó Thomson

El muffin tenía un agujero: nadie había comprobado dónde estaba la carga positiva. Se daba por supuesta, repartida por igual por todo el átomo.

Y Rutherford tenía justo lo que hacía falta para comprobarlo. Venía de estudiar la radiactividad —esos materiales que sueltan radiación ellos solos— y había averiguado que una de esas radiaciones estaba hecha de partículas: las llamó partículas alfa.

Lo importante para lo que viene: son pequeñas, rapidísimas y tienen carga positiva. Sus balas.

Disparar contra el átomo

×

El montaje: las partículas α salen de la fuente, atraviesan la lámina de oro y cada una deja un destello en la pantalla. Esquema sin escala: casi todas pasaban casi rectas

Sus ayudantes, Hans Geiger y Ernest Marsden, un estudiante de 20 años, dispararon partículas alfa contra láminas de metal: en 1909 una placa de platino y, en los años siguientes, láminas de oro finísimas, auténticos muros de átomos. Alrededor colocaron una pantalla de sulfuro de zinc: cada partícula que llegaba producía un destello diminuto.

Y había que contarlos a ojo, a oscuras, uno a uno, durante horas. La tarea aburrida que nadie quería.

¿Y qué esperaban ver? Piénsalo con el muffin en la cabeza. Si la carga positiva está repartida por igual por todo el átomo, entonces una partícula alfa (que también es positiva) nota empujones diminutos por todas partes, y unos anulan a otros. La repulsión sería mínima.

Conclusión esperada: las partículas atravesarían la lámina casi en línea recta, como quien cruza la niebla.

Y la mayoría lo hizo… pero no todas. Con la placa de platino, alrededor de 1 de cada 8000 salía rebotada hacia atrás.

Muchos años después, en 1936, Rutherford lo recordaba así: «Fue casi tan increíble como si dispararas un obús de 15 pulgadas contra una hoja de papel de seda y volviera y te golpeara a ti».

Lo que propuso

• Toda la carga positiva y casi toda la masa están concentradas en un punto minúsculo: el núcleo.
• Como solo rebota 1 de cada 8000, ese núcleo es diminuto comparado con el átomo.
• El átomo es, casi todo, espacio vacío.

Para que te hagas una idea: si el núcleo fuera un grano de arroz en el centro del Bernabéu, los electrones andarían allá arriba, por las gradas.

Nadie le hizo caso

Y aquí lo que casi nunca se cuenta: cuando lo presentó, en 1911, apenas nadie le prestó atención. Usar algo tan nuevo como la radiactividad para rediseñar el átomo entero parecía un salto al vacío. Encima, su modelo rompía las leyes de toda la vida.

Durante años los dos modelos convivieron: había quien seguía agarrado al muffin de Thomson, o intentaba parchearlo, porque al menos ese no hacía que la materia se destruyera sola.

El pulso siguió empantanado hasta que un joven danés llamado Niels Bohr, que había entrado en el laboratorio de Rutherford como discípulo suyo, se tomó en serio la idea del neozelandés.

Bohr llegó al laboratorio de Rutherford en Mánchester en 1912, y se encontró de frente con el problema que todos esquivaban.

La bomba que nadie quería mirar

Parecía un detalle, pero era una bomba. Una carga eléctrica que gira está acelerando, y cualquier carga acelerada suelta energía: eso lo sabía todo el mundo. Pero si el electrón va soltando energía, tiene que ir frenándose y caer en espiral contra el núcleo, casi al instante.

Conclusión: los átomos no existirían. Ni tú ni yo estaríamos aquí. A esa catástrofe se la llamó, muy dramáticamente, la espiral de la muerte.

Y quedaba pendiente lo de Thomson: al calentar un gas, la luz que suelta no es un arcoíris completo, sino unos pocos colores concretos, siempre los mismos. Nadie sabía por qué.

La idea rara que lo arregló todo

Bohr no montó ningún experimento. Cogió las medidas de la luz del hidrógeno —el átomo más sencillo, un protón y un electrón— y las ideas nuevas de Planck y Einstein, y propuso algo que sonaba a disparate:

• El electrón no puede girar a cualquier distancia. Solo tiene permitidas unas pocas órbitas, como los peldaños de una escalera.
• Mientras está en su peldaño, no pierde energía y no se cae. Adiós a la espiral de la muerte.
• Solo gana o pierde energía cuando salta de un peldaño a otro. Y en ese salto, el átomo absorbe o emite luz.

‹›

×

‹›

El espectro del hidrógeno según Bohr: cada salto entre peldaños produce una raya de un color concreto1/2

Y aquí está lo bonito, porque explica lo de los colores. Cuando el electrón cae a un peldaño más bajo, el átomo emite luz.

Si la caída es pequeña, suelta poca energía y esa luz es más cercana al rojo; si la caída es grande, suelta mucha energía y la luz es más cercana al azul y al violeta.

Como en cada átomo solo hay ciertos peldaños, solo hay ciertos saltos posibles. Y por eso solo salen ciertos colores: exactamente las líneas que se ven al mirar esa luz. Misterio resuelto.

Le llovieron las críticas

Publicó en 1913, y le cayeron más palos que aplausos. Para la vieja guardia, decir que un electrón salta de un sitio a otro sin pasar por el medio era inaceptable. ¿Cómo que no pasa por el medio?

Quienes sí le hicieron caso fueron los que se dedicaban a mirar la luz de los elementos con un prisma: el modelo de Bohr acertaba lo que ellos veían, y eso pesa.

La cosa se cerró en 1922, cuando Bohr usó su modelo de capas para explicar la forma de la tabla periódica. Ese año le dieron el Nobel.

Una partícula inventada sobre el papel

Al final del bloque anterior dejamos una pregunta abierta: si el núcleo está lleno de cargas positivas, que se repelen entre sí, ¿por qué no estalla?

Y había otra cuenta que no salía: los núcleos pesan aproximadamente el doble de lo que suman sus protones.

Rutherford, hacia 1920, propuso la salida más descarada posible: dentro del núcleo tiene que haber otra partícula, con una masa parecida a la del protón pero sin carga eléctrica. Aporta el peso que falta y hace de pegamento.

Predecirla fue fácil. Encontrarla, un infierno.

Todos los trucos que habían servido hasta entonces —placas cargadas, imanes, pantallas— funcionan porque las partículas llevan carga. Una partícula neutra no se desvía con nada: es invisible para todos los detectores de la época.

La caza duró once años.

Física nuclear en un campo de prisioneros

El cazador fue James Chadwick, y su historia merece un alto.

En 1914 estaba en Berlín, becado en el laboratorio de Geiger, cuando estalló la Primera Guerra Mundial: lo detuvieron por ser «extranjero enemigo» y pasó la guerra entera internado en un campo de prisioneros, en un hipódromo reconvertido.

¿Y qué hizo allí durante cuatro años? Ciencia con lo que pillaba. Montó experimentos con materiales improvisados y se puso a enseñar física a otro prisionero, Charles D. Ellis, que se aficionó tanto que acabó siendo físico nuclear y colega suyo en Cambridge.

Al volver, Chadwick se convirtió en la mano derecha de Rutherford en el laboratorio Cavendish.

Once años después, la caza terminó

×

El montaje de Chadwick: el berilio suelta una radiación neutra (no la desvía el imán) que arranca protones de la parafina; midiendo su retroceso dedujo la masa del neutrón

La pista llegó en 1932. Al bombardear berilio con partículas alfa, el metal soltaba una radiación rarísima: no la desviaba ningún imán y atravesaba planchas de plomo como si nada.

Chadwick la hizo chocar contra átomos ligeros y midió cómo retrocedían al recibir el golpe, igual que se calcula la fuerza de una bola de billar viendo cómo salen despedidas las demás.

Las cuentas cantaron: aquello eran partículas con una masa casi idéntica a la del protón y carga cero. El neutrón existía, tal y como Rutherford lo había imaginado. A Chadwick le dieron el Nobel en 1935.

El retraso que quizá salvó al mundo

Y una reflexión para terminar la historia. Precisamente porque no tiene carga, el neutrón es el proyectil perfecto contra el núcleo: nada lo repele, así que puede colarse hasta el centro del átomo y romperlo.

Con neutrones se descubrió la fisión nuclear en 1938, y de la fisión salieron los reactores… y la bomba atómica.

Si el neutrón se hubiera encontrado en los años veinte, esa carrera habría empezado una década antes, con otros países a la cabeza y en plena antesala de la guerra. Hay historiadores que piensan que esos once años de búsqueda infructuosa cambiaron el destino del siglo XX.

¿Tú qué crees: la ciencia es responsable de lo que se hace con sus descubrimientos?

Dos barrios muy desiguales

×

El mapa del átomo: la corteza pone el tamaño y el núcleo, visto con lupa, concentra la masa

Con el reparto completo, el mapa queda así.

En el centro, el núcleo: ahí viven los protones y los neutrones, apretados en un espacio diminuto que concentra casi toda la masa del átomo.

Alrededor, la corteza: la zona enorme y casi vacía por la que se mueven los electrones.

¿Recuerdas el grano de arroz en el centro del Bernabéu? Pues esa es la proporción: el núcleo pone la masa, pero es la corteza la que pone el tamaño.

• Protón — carga positiva (+1), masa 1 u. Vive en el núcleo.
• Neutrón — sin carga (0), masa casi igual a la del protón (una pizca mayor). Vive en el núcleo.
• Electrón — carga negativa (−1), exactamente opuesta a la del protón, y una masa ridícula: unas 1.836 veces menor. Vive en la corteza.

Fíjate en el detalle de las cargas: la del electrón y la del protón son iguales y de signo contrario, aunque el protón pese casi dos mil veces más. Por eso pueden compensarse una a una.

Ojo: el núcleo no es neutro

Es un error muy repetido, así que lo dejamos por escrito: en el núcleo solo hay cargas positivas y partículas sin carga, de modo que el núcleo es positivo, siempre.

El que es neutro (cuando lo es) es el átomo entero, porque las cargas del núcleo quedan compensadas por los electrones de la corteza.

La neutralidad no vive en ningún barrio concreto: es el balance del conjunto.

Lo que separa el oro del plomo

×

Tres casillas casi iguales y tres elementos distintos: solo manda Z

Ahora la pregunta importante: si todos los átomos están hechos de las mismas tres piezas, ¿qué hace que uno sea de oro y otro de plomo?

La respuesta es de una sencillez brutal: cuántos protones tiene el núcleo. Nada más.

Ese número se llama número atómico y se representa con la letra Z. Un átomo con 79 protones es oro, tenga los neutrones y electrones que tenga. Con 82, es plomo. Con 6, carbono.

El número atómico es el DNI del átomo: define de qué elemento es.

El sueño de los alquimistas

Esto explica un fracaso de siglos. Los alquimistas persiguieron sin descanso la piedra filosofal que convirtiera el plomo en oro, y no es que les faltara empeño: es que lo intentaban con reacciones químicas, y la química solo toca los electrones de la corteza. El núcleo ni se entera.

Para transformar un elemento en otro hay que cambiar su Z, es decir, meter o sacar protones del núcleo — y eso ya no es química, es física nuclear.

¿Y sabes quién cumplió el sueño alquimista? Rutherford, en 1919: bombardeando nitrógeno con partículas alfa consiguió la primera transmutación artificial de la historia… aunque lo que obtuvo no fue oro, sino oxígeno.

De paso, en esos choques saltaban núcleos de hidrógeno sueltos: acababa de aislar el protón.

La tarjeta de presentación

Cada elemento tiene, además de su Z, un símbolo: una o dos letras que lo representan en todo el mundo — H para el hidrógeno, O para el oxígeno, Na para el sodio, Fe para el hierro.

Piénsalo como un carné de identidad: el símbolo es la foto y Z es el número de DNI.

La tabla periódica que tienes colgada en clase no es más que todos los elementos ordenados por su número atómico, del 1 en adelante, casilla a casilla. Y eso la convierte en tu chivato oficial: en cada casilla, junto al símbolo, verás dos números, y el entero es justamente Z.

Del otro, el que lleva decimales, nos ocupamos en la siguiente parada.

Lo que pesa el núcleo

El segundo número del carné se llama número másico y se representa con la letra A: es la suma de protones y neutrones, las dos partículas del núcleo.

Como los electrones pesan unas 1.836 veces menos, su aportación a la masa es despreciable: en la práctica, A te dice cuánto pesa el átomo, en unidades de masa atómica.

Y de regalo trae una cuenta útil: si A es el total del núcleo y Z son los protones, el número de neutrones sale solo, restando.

×

La casilla real de la tabla: el entero es Z y el número con decimales se redondea para obtener A

Un aviso práctico, porque aquí se atasca todo el mundo la primera vez: en la casilla de la tabla periódica, A no aparece tal cual.

Verás un número con decimales — 15,999 en el oxígeno—. Para contar partículas, redondéalo al entero más cercano: 16.

¿Por qué se puede? Porque dentro de un átomo no existen medias partículas: protones y neutrones van siempre en números enteros. (Y el porqué de esos decimales es una buena historia, pero pertenece a otro momento del curso.)

Cuidado con la trampa clásica

×

La llave abraza solo el núcleo: A cuenta protones y neutrones; los electrones no entran

En los exámenes cae una y otra vez, así que grábatelo: el número másico cuenta solo lo que hay en el núcleo. Los electrones NO entran en A.

Si te preguntan cuántos electrones tiene un átomo neutro, la respuesta no sale de A: sale de Z.

Y otra trampa hermana: el número de neutrones no tiene nada que ver con el de electrones — que en el sodio salgan 12 neutrones y 11 electrones es pura coincidencia de números parecidos, no una regla.

La cuenta más fácil del tema

¿Cuántos electrones tiene un átomo? Si está neutro, tantos como protones: Z. No hace falta ningún dato más, porque la neutralidad exige que cada carga positiva del núcleo tenga su carga negativa en la corteza. Oxígeno, Z = 8: ocho electrones. Sodio, Z = 11: once.

Peldaños con aforo limitado

Ahora bien, esos electrones no están amontonados de cualquier manera. ¿Recuerdas los peldaños de Bohr?

Los electrones se reparten en niveles de energía y se colocan de dentro hacia fuera: un nivel no empieza a llenarse hasta que el anterior está lleno.

¿Y cuántos caben en cada uno? Lo dice una regla muy sencilla, la del 2n².

En algunos libros verás los niveles nombrados con letras —capa K, capa L, capa M, de dentro hacia fuera—, pero el juego es siempre el mismo: colocar electrones empezando por el nivel más interno, sin pasarse del aforo, hasta agotarlos.

Ese reparto por niveles tiene nombre propio —configuración electrónica— y un bloque entero más adelante, porque cuando los átomos tienen muchos electrones aparecen matices nuevos.

Pero la idea básica es esta, y con ella se explica media química: los electrones del último nivel son los que dan la cara por el átomo.

Y un detalle para ir abriendo boca: el sodio, con 1 electrón en su última capa, vive en la primera columna de la tabla periódica; el cloro, con 7, en la penúltima. No es casualidad — es el secreto de la forma de la tabla, y lo destaparemos en el bloque del sistema periódico.

Perder algo negativo te deja en positivo

Hasta ahora todos nuestros átomos estaban neutros, pero eso no es obligatorio.

Un átomo puede perder o ganar electrones, y en cuanto lo hace, el balance de cargas se rompe y queda cargado: se ha convertido en un ion.

Aquí conviene pensar despacio, porque el signo sale al revés de lo que la intuición pide. Hay dos casos, y solo dos:

• Catión — el átomo pierde electrones. Al soltar cargas negativas, el conjunto queda positivo: Na⁺ (11 protones, 10 electrones), Ca²⁺. Truco para no confundirlos: la t de catión parece un signo +.
• Anión — el átomo gana electrones. Suma cargas negativas y el conjunto queda negativo: Cl⁻ (17 protones, 18 electrones). Truco: anión lleva dos enes… de lo negativo que es.

La carga se escribe arriba a la derecha del símbolo y, si no lleva número, es que vale 1: Na⁺ es un sodio que ha perdido un solo electrón.

Y ojo con leerla deprisa: ese signo + no significa sumar. Significa que el átomo quedó positivo… porque ha perdido electrones.

Para contar los electrones de un ion, piensa siempre igual: «si fuese neutro tendría Z; la carga me dice qué ha pasado». Catión: resta la carga. Anión: súmala.

Los protones no se tocan

Fíjate en que en todo esto el núcleo no ha cambiado: un ion se hace ganando o perdiendo electrones, nunca protones. Na⁺ sigue teniendo 11 protones: sigue siendo sodio, solo que cargado.

Si le quitaras un protón ya no sería sodio cargado: sería otro elemento — eso es la transmutación de la parada anterior, y no ocurre en ninguna reacción química.

Dos curiosidades para cerrar el círculo: el ion H⁺, un hidrógeno que pierde su único electrón, es un protón pelado, sin corteza ninguna; y las partículas alfa con las que Rutherford y Chadwick bombardeaban átomos eran iones de helio con doble carga positiva. Llevas todo el tema viendo iones en acción sin saberlo.

¿Y por qué a un átomo le compensa ganar o perder electrones? Esa pregunta —que es buenísima— abre la siguiente unidad, la del enlace químico.

Empecemos por los fuegos artificiales

La cuestión del bloque tiene truco: los fuegos artificiales no llevan colorante. Cada color lo pone un elemento distinto, que viaja dentro del cohete en forma de sal metálica:

• Rojo intenso → sales de estroncio.
• Verde → sales de bario.
• Azul → sales de cobre.
• Amarillo dorado → sales de sodio.

×

Cada color de un fuego artificial es un elemento hablando: estroncio rojo, bario verde, cobre azul y sodio dorado (amplía con un clic).

Al explotar el cohete, la pólvora calienta esas sales, y cada elemento responde emitiendo su luz.

Su luz, en el sentido más literal: si cambias la sal, cambia el color, porque el color no está en la mezcla, está en el átomo.

A lo largo de esta parada vamos a ver qué significa exactamente eso, y por qué acabó obligando a retocar el modelo de Bohr.

Dos tipos de espectro

Si haces pasar luz blanca por un prisma, se abre en un arcoíris sin cortes: del violeta al rojo están todos los colores, cada uno fundido con el siguiente. A eso se le llama espectro continuo.

Pero prueba a repetir el experimento con la luz de un solo elemento: se mete un gas en un tubo, se le da energía con una descarga eléctrica (o se calienta una de sus sales en el mechero), se hace pasar su luz por una rendija y después por el prisma.

Lo que aparece en la pantalla ya no es un arcoíris: son unas pocas rayas de color sueltas, separadas por zonas totalmente oscuras. Es el espectro discontinuo (o discreto) de ese elemento.

Y aquí está el detalle que lo cambia todo: esas rayas no salen en cualquier sitio.

El hidrógeno dibuja siempre las mismas cuatro rayas visibles, en las mismas posiciones exactas, lo mires cuando lo mires y donde lo mires.

El helio tiene las suyas, el sodio las suyas… y no hay dos elementos que compartan patrón.

La huella dactilar de cada elemento

‹›

×

‹›

De la llama al código de barras: cómo se obtiene la huella dactilar de un elemento (amplía con un clic)1/3

×

La cromosfera del Sol durante un eclipse total. De una luz como esta salió en 1868 la raya amarilla que delató al helio.Foto: © T. Credner & S. Kohle, AlltheSky.com · uso educativo autorizado

El espectro funciona, entonces, como una huella dactilar: si me enseñas las rayas, te digo el elemento.

Los primeros en explotar esta idea fueron Kirchhoff y Bunsen —el del mechero—, que montaron el primer espectroscopio en 1859.

Analizando el agua de un balneario encontraron líneas que no casaban con ningún elemento conocido, y así descubrieron dos nuevos: al primero lo llamaron cesio («azul cielo» en latín) por sus líneas azules, y al segundo rubidio («rojo oscuro») por las suyas. Bautizados, literalmente, por el color de su huella.

La jugada más espectacular vino en 1868, durante un eclipse de Sol.

Al analizar la luz de la corona solar apareció una línea amarilla que no pertenecía a ningún elemento conocido en la Tierra. La conclusión era tan rara que costaba escribirla: en el Sol había un elemento que aquí nadie había visto jamás.

Lo llamaron helio, por Helios, el Sol en griego. Hasta casi treinta años después no se encontró helio en la Tierra: es el único elemento descubierto antes fuera de nuestro planeta que dentro.

Lo que las rayas cuentan del átomo

×

Cada caída del electrón entre dos niveles libera una energía exacta: un color exacto. Cada salto, una raya.

¿Y por qué rayas sueltas y no un arcoíris?

La respuesta ya la conoces del bloque 1: según Bohr, el electrón solo puede vivir en niveles concretos, y al caer de uno a otro suelta la energía sobrante como luz de un color exacto.

Pocos saltos posibles, pocas rayas. Cada elemento tiene sus propios niveles, así que tiene sus propios saltos: su huella.

El modelo parecía redondo. Hasta que los espectroscopios mejoraron y alguien miró las rayas con lupa…

El maestro de los genios

Arnold Sommerfeld dirigía en Múnich el mejor instituto de espectroscopía del mundo, y fue el primer profesor de la historia en dar relatividad y cuántica juntas. Por su escuela pasaron Heisenberg y Pauli, entre otros: llevaba a clase problemas sin resolver para atacarlos en directo con sus alumnos.

Su historia guarda además un récord agridulce: fue nominado al Nobel de Física 84 veces, más que nadie antes o después, y no lo ganó nunca.

Sus alumnos, en cambio, sumaron siete premios Nobel entre ellos.

El propio Einstein se lo escribió en una carta: «Lo que más admiro de ti es que hayas sacado del suelo tantísimos talentos jóvenes». A veces quien más empuja la ciencia no es quien se lleva la medalla, sino quien enseña.

El misterio de las líneas dobles

Con el hidrógeno, el modelo de Bohr funcionaba de maravilla: un electrón, unos niveles, unas rayas que salían justo donde tenían que salir.

Pero el hidrógeno es el átomo más simple que existe. En cuanto se apuntaba el espectroscopio a un elemento con más de un electrón, el espectro se llenaba de rayas que el modelo no sabía predecir.

×

La estructura fina: lo que parecía una sola línea, con mejores aparatos, eran varias muy juntas

Y había más: hasta el hidrógeno escondía trampa. Cuando los aparatos mejoraron, apareció una sorpresa: al ampliar lo que parecía una sola línea de color, se veía que en realidad eran varias líneas finísimas muy juntas. Es lo que se llamó la estructura fina.

Y el razonamiento de Sommerfeld fue directo: si hay más líneas, es que hay más saltos posibles. Y si hay más saltos posibles, es que hay más sitios donde el electrón puede estar de los que había dibujado Bohr.

Lo que propuso

• Las órbitas no tienen por qué ser solo circulares: también pueden ser elípticas, más o menos achatadas.
• Así, dentro de un mismo nivel de energía caben varias órbitas distintas con energías ligerísimamente diferentes: los subniveles.
• Más subniveles significa más saltos posibles, y más saltos posibles significa más líneas. Justo lo que se veía.

¿Y de dónde salen esas diferencias mínimas de energía?

De algo que no te esperas: en una órbita elíptica el electrón se acelera al acercarse al núcleo y se frena al alejarse.

A esas velocidades entra en juego la relatividad de Einstein, y eso hace que la elipse no se cierre sobre sí misma, sino que vaya girando poco a poco y dibuje una figura parecida a una roseta.

Las letras de los subniveles: s, p, d, f

A los subniveles se les acabó llamando con cuatro letras que vas a usar muchísimo a partir de ahora: s, p, d y f.

Y su origen es un guiño a esta misma parada: no las inventó ningún teórico. Décadas antes de la cuántica, los espectroscopistas ya clasificaban las series de rayas por su aspecto: sharp (nítidas), principal (principales), diffuse (difusas) y fundamental.

Cuando la teoría explicó por fin de dónde salían las rayas, las letras se quedaron: los nombres de los subniveles son anteriores al modelo que los explica.

Cada tipo de subnivel admite un número fijo de electrones:

• En un subnivel s caben 2 electrones.
• En un subnivel p caben 6.
• En un subnivel d caben 10.
• En un subnivel f caben 14.

¿Te suena el 2, 8, 18, 32 del bloque 2? Sale de aquí:

• El nivel 1 solo tiene un subnivel s: 2 electrones.
• El nivel 2 tiene un s y un p: 2 + 6 = 8.
• El nivel 3 añade un d: 2 + 6 + 10 = 18.
• Y el nivel 4, un f: 2 + 6 + 10 + 14 = 32.

Aquellos números que parecían magia eran la suma de los subniveles de cada nivel. En el bloque siguiente usaremos estas letras para escribir dónde está cada electrón de un átomo: la configuración electrónica.

Cada electrón, al asiento más barato

Imagina el átomo como un teatro: el núcleo es el escenario y los electrones son el público. Las butacas están organizadas en zonas —los subniveles— y cada zona tiene un número fijo de asientos.

La regla de oro es simple: el público llena primero las butacas de menos energía, y solo cuando una zona está completa empieza la siguiente.

Un átomo tranquilo, sin que nadie lo moleste, tiene siempre a sus electrones en las mejores localidades disponibles: eso se llama estar en el estado fundamental.

¿Y quién decidió los aforos?

En el bloque anterior vimos que en un subnivel s caben 2 electrones, en un p caben 6, en un d caben 10 y en un f caben 14.

Esos números no son un capricho: en 1925 Wolfgang Pauli —uno de los alumnos de Sommerfeld— enunció su famoso principio de exclusión, que en versión de andar por casa dice que cada asiento del teatro es individual: no puede haber dos electrones exactamente en el mismo estado. De ahí salen, contando asientos, los aforos de cada subnivel.

El diagrama de Moeller

Queda la pregunta clave: ¿en qué orden se llenan los subniveles?

Y aquí viene la trampa que hace falta un dibujo para recordar: el orden no es simplemente «acaba el nivel 3 y empieza el 4». Al alejarse del núcleo, los subniveles de niveles distintos se mezclan en energía, y algunos se cuelan: el 4s se llena antes que el 3d.

La chuleta que resuelve todo esto de un vistazo es el diagrama de Moeller, también llamado la regla de las diagonales:

No hace falta memorizar la secuencia: basta con saber dibujar la cuadrícula —los subniveles que tiene cada nivel, que ya los conoces— y trazar las diagonales. Es la primera cosa que conviene apuntar en una esquina del examen.

La receta

Escribir la configuración electrónica de un átomo es un juego de contar. La receta, completa, es esta (debajo de cada paso lo tienes aplicado a un caso concreto, el azufre):

1. Busca el número atómico Z en la tabla periódica. Si el átomo es neutro, tiene Z electrones que colocar (si es un ion, ajusta antes: lo vemos más abajo).Azufre neutro, S (Z = 16) → 16 electrones que colocar
2. Ve llenando subniveles en el orden del diagrama de Moeller, sin pasarte nunca del aforo de cada uno.1s² (quedan 14) → 2s² (quedan 12) → 2p⁶ (quedan 6) → 3s² (quedan 4) → 3p…
3. Cuando se te acaben los electrones, para. El último subnivel puede quedar a medias, y no pasa nada.en el 3p caben 6, pero solo quedan 4 → 3p⁴ y fin
4. Cada subnivel se escribe con sus electrones como superíndice —3p⁴ significa «4 electrones en el subnivel p del nivel 3»— y la configuración se presenta siempre con el elemento y su Z delante.S (Z = 16): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

Y un truco de comprobación que evita medio examen de sustos: la suma de todos los superíndices tiene que dar el total de electrones. Si no cuadra, hay algo mal.

El 4s se cuela: potasio y calcio

En el bloque 2 hicimos repartos por niveles solo hasta el argón (Z = 18), y te debíamos la explicación.

Aquí está: justo después del argón, el siguiente electrón no entra en el subnivel 3d, que estaría libre, sino que estrena el nivel 4, porque el 4s tiene menos energía que el 3d.

Mira las diagonales del diagrama: del 3p se salta al 4s.

Los que acaban en d y en f

Con el 4s completo, las diagonales mandan por fin al 3d: a partir de ahí hay átomos cuya configuración acaba llenando un subnivel d, y mucho más adelante en el orden, otros que acaban en un subnivel f.

No tienen ningún misterio nuevo: la receta es exactamente la misma, solo que el diagrama te lleva más lejos.

Guárdate el dato, porque en el siguiente bloque esos finales en d y en f van a explicar una parte muy concreta del dibujo de la tabla periódica.

Un aviso de honestidad científica: en unos pocos elementos la naturaleza hace pequeñas trampas al diagrama (el cromo y el cobre, por ejemplo, no salen exactamente como predice Moeller).

Existen, tienen su explicación… y no son de este curso. En 4º trabajarás casi siempre con configuraciones que acaban en s o en p, como las de los ejemplos anteriores.

¿Y los iones?

El error clásico: escribir la configuración del átomo neutro y olvidarse de la carga.

El orden correcto es al revés: primero ajusta los electrones, después llena.

Un catión ha perdido electrones (réstalos) y un anión los ha ganado (súmalos); con el número ya corregido, aplicas el diagrama de Moeller desde cero, como siempre.

Y el mismo juego funciona marcha atrás: si te dan una configuración, puedes deducir de quién es. Es pregunta segura de examen, en los dos sentidos.

Los electrones que dan la cara

De toda la configuración, hay un trozo que vale más que el resto junto: el último nivel ocupado, el número más alto que aparezca en ella. En los metales de transición se suma también el d que se está llenando.

Ese trozo es la capa de valencia, y sus electrones —los electrones de valencia— son los que están más lejos del núcleo: los primeros que ven llegar a otro átomo, los que se comparten, se pierden o se ganan en las reacciones.

La química de un elemento la deciden casi por completo ellos.

Ojo con una imagen falsa que se cuela sola: la capa de valencia no es una cáscara que envuelve o protege al átomo. Es, simplemente, la planta más alta ocupada del edificio.

En el cloro —1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵— el nivel más alto es el 3, así que su capa de valencia es 3s² 3p⁵: tiene 7 electrones de valencia.

El bromo y el hierro tienen los dos un 3d, y solo cuenta el del hierro. La frase para no liarte: el d que se está llenando en el bloque d es de valencia, esté completo o no (como en el cinc); un d¹⁰ que ya venía completo de antes, como el del bromo, no.

¿Has visto la jugada? El número de electrones de valencia y la columna de la tabla van de la mano, igual que apuntamos en el bloque 2 con el reparto por niveles.

Los elementos de una misma columna tienen la misma capa de valencia, y por eso se parecen tanto entre sí (el hierro, con sus 8, vive en la columna 8: en el siguiente bloque verás por qué la cuenta de los que acaban en d sale así).

Esa forma tan rara de la tabla periódica no es un capricho de diseño: es la configuración electrónica dibujada. Lo desmontamos entero en el siguiente bloque.

Antes de ordenarlos: ¿cómo se descubre un elemento?

‹›

×

‹›

Antoine Lavoisier y Marie-Anne Paulze, que dibujaba sus aparatos, en el cuadro de Jacques-Louis David (1788)Jacques-Louis David, Museo Metropolitano de Arte de Nueva York · dominio público · Wikimedia Commons1/3

En 1869 se conocían 63 elementos. Antes de preguntarse en qué orden ponerlos hay otra pregunta que casi nadie se hace: ¿cómo se sabía que eran 63? ¿Qué hace falta para decir «esto es un elemento nuevo»?

Hasta entonces se había llegado a ellos por cuatro caminos:

• Los de siempre. Algunos aparecen puros en la naturaleza o salen con facilidad de sus minerales: el oro, la plata, el cobre, el hierro, el estaño, el plomo, el mercurio, el azufre y el carbono. Nadie los «descubrió»: se usaban desde la Antigüedad.
• Las reacciones químicas. En 1789, Antoine Lavoisier dejó escrita la idea: un elemento es una sustancia que no se puede descomponer en otras más simples. Su lista tenía 33, con algún intruso: la luz, el calor y cinco «tierras» que años después resultaron ser compuestos.
• La electricidad. En 1807, Humphry Davy hizo pasar la corriente de una pila por potasa y sosa fundidas, dos sustancias que nadie había conseguido descomponer, y salieron dos metales nuevos: el potasio y el sodio. Al año siguiente cayeron el calcio, el magnesio, el estroncio y el bario, y con ellos quedó claro que varias «tierras» de Lavoisier eran compuestos de esos metales.
• Los espectros. En 1860, Robert Bunsen y Gustav Kirchhoff miraron con el espectroscopio la llama de un agua mineral y vieron dos rayas azules que no eran de ningún elemento conocido: era el cesio, del latín caesius, azul cielo. Un año después, unas rayas rojas destaparon el rubidio. Es el código de barras del bloque 3: cada elemento deja su huella en la luz.

Así se llegó a los 63 de 1869. Faltaban muchos por descubrir y, sobre todo, nadie sabía en qué orden ponerlos.

Un juego de cartas con 63 elementos

×

Mendeléiev y su solitario: una tarjeta por elemento, la lámpara encendida… y el tren esperando

En 1869 el químico ruso Dmitri Mendeléiev estaba escribiendo un libro de texto y se topó con el problema de siempre: ¿en qué orden cuentas los elementos? Tenía sus 63, cada uno con sus propiedades a cuestas, y ninguna manera clara de organizarlos.

Mendeléiev escribió cada elemento en una tarjeta —su masa, sus propiedades, sus manías— y se puso a jugar con ellas una especie de solitario: las ordenaba, las agrupaba, las volvía a barajar.

Cuenta la leyenda que, agotado y con prisa por coger un tren, se quedó dormido sobre la mesa y vio la tabla en un sueño, con cada elemento cayendo en su sitio. Como todas las buenas leyendas, probablemente esté un poco adornada; lo que es seguro es que al despertar tenía la idea que buscaba.

La idea era esta: si ordenas los elementos por masa atómica creciente, sus propiedades se van repitiendo cada cierto número de pasos.

Puesto en filas, los elementos parecidos quedan alineados en columnas: los metales blandos y nerviosos caen unos debajo de otros, los gases tranquilos también. Esa repetición periódica es la que da nombre a la tabla.

Y Mendeléiev se fiaba tanto del parecido de propiedades que, cuando la masa y la columna se contradecían, se saltaba el orden de masas y dejaba al elemento con su familia. Aquello parecía hacer trampas al solitario… y ahora verás que era justo lo contrario.

La jugada maestra: dejar huecos

‹›

×

‹›

Las tarjetas de una misma columna se parecen (Li, Na, K)… y donde nada encaja, hueco a la vista1/2

Aquí viene lo que separa una buena clasificación de un descubrimiento enorme.

Donde ningún elemento conocido encajaba, Mendeléiev no forzó ninguno: dejó el hueco vacío y declaró que ahí faltaba un elemento que nadie había descubierto todavía. Y no se quedó ahí: usando las propiedades de los vecinos de arriba y de abajo, predijo cómo sería el inquilino de cada hueco —su masa, su densidad, su comportamiento—.

En 1875 apareció el galio y en 1886 el germanio, y los dos clavaron las predicciones.

Con el galio la historia es de matrícula de honor: su descubridor midió una densidad que no cuadraba con la prevista, Mendeléiev le escribió desde Rusia para decirle que había medido mal… y tenía razón. Al purificar mejor la muestra, la densidad salió la que decía la tabla.

Esa es la diferencia entre coleccionar y comprender: una tabla que predice elementos que nadie ha visto no es un póster bien ordenado, es ciencia capturando algo real.

La tabla incluso encajó sorpresas que Mendeléiev no había previsto: entre 1894 y 1898 se descubrieron los gases nobles —helio, neón, argón y compañía—, que no tenían sitio… y bastó con añadir una columna nueva al final, el actual grupo 18.

La tabla los absorbió sin romperse.

El orden verdadero era otro

Solo faltaba un matiz, y es el que conecta con todo lo que sabes: hoy la tabla no se ordena por masa, sino por número atómico Z —el DNI del elemento, sus protones—.

Cuando se descubrió el número atómico, aquellos «saltos» que Mendeléiev se permitía quedaron explicados solos: él creía estar saltándose el orden, pero estaba siguiendo el orden verdadero, el de los protones, sin saberlo.

Lo que nunca llegó a saber es por qué funcionaba su tabla: murió en 1907, seis años antes del modelo de Bohr, sin sospechar que la respuesta estaba dentro del átomo.

Tú, en cambio, llevas cuatro bloques construyéndola. Vamos a por ella.

Una fiesta bien organizada

Piensa en la tabla como en una fiesta con 118 invitados donde el anfitrión ha hecho un trabajo finísimo: ha sentado juntos a los que se parecen. En una mesa los rockeros, en otra los tranquilos que no hablan con nadie…

Si sabes en qué mesa está sentado alguien, ya sabes bastante de él sin haberlo saludado.

Eso es exactamente lo que hace la tabla: los 118 elementos conocidos, ordenados por Z creciente de izquierda a derecha y de arriba abajo, repartidos en 18 columnas y 7 filas.

Las columnas y las filas tienen nombre propio, y son las dos coordenadas del mapa: con ellas localizas cualquier casilla, igual que en el juego de los barcos.

Dos listas: ¿qué tienen en común?

Antes de ponerles nombre a las filas y a las columnas, haz la prueba que hacemos en clase. Aquí tienes dos listas de átomos neutros: escribe la configuración de cada uno, rodea su capa de valencia y busca qué tienen en común los de cada lista. Después pulsa para comprobarlo, una configuración cada vez.

Grupos: las columnas donde se sientan las familias

Cada columna es un grupo, y se numeran del 1 al 18.

Los elementos de un mismo grupo tienen la misma capa de valencia —el mismo número de electrones de valencia— y ya sabes del bloque anterior lo que eso significa: como la capa de valencia decide cómo reacciona un átomo, los elementos de un grupo se comportan de forma parecida.

Es el caso del cloro y el bromo con sus 7 electrones de valencia en la columna 17: primos hermanos.

Algunas columnas son tan famosas que tienen nombre de familia:

Dos apuntes de color sobre la tabla: echa un trocito de sodio al agua y entenderás por qué los alcalinos se guardan sumergidos en aceite; y ese «capa llena» de los gases nobles es el «8» del ion cloruro del bloque anterior — ellos lo tienen de serie, sin perder, ganar ni compartir electrones: van de nobles por la vida.

¿Te has fijado en el patrón de los números?

En los grupos del 13 al 18 los electrones de valencia están en el s y el p del nivel más alto, y van de 3 a 8, en orden: el grupo 13 tiene 3, el 14 tiene 4… y el 18 tiene 8. Por eso el cloro, con 7 electrones de valencia en el 3s y el 3p, está en el grupo 17. Si te ayuda a recordarlo, el número coincide con la última cifra del grupo (13, 17, 18), pero en el examen se escribe la frase entera.

¿Y las columnas del medio, de la 3 a la 12? También son familias —la del hierro, la del cobre, la del zinc…—, cada una bautizada por su elemento más veterano; por qué van aparte te lo cuento en el siguiente apartado. Recórrelas todas aquí:

Y como en el examen no hay tabla periódica, los grupos 1, 2 y 13 a 18 hay que sabérselos. Para eso están las frases de clase:

Periodos: las filas

Cada fila es un periodo, numerados del 1 al 7, y su significado te va a sonar: el número del periodo es el número de niveles de energía ocupados.

El sodio, con su reparto 2, 8, 1 en tres niveles, vive en el periodo 3; el hidrógeno y el helio, con su único nivel, tienen el periodo 1 para ellos solos.

Al avanzar por una fila, cada casilla tiene un protón y un electrón más que la anterior, y las propiedades van cambiando de forma progresiva.

Eso sí, las filas no son todas iguales: los periodos 1, 2 y 3 son cortos (2, 8 y 8 elementos), el 4 y el 5 son largos (18) y el 6 y el 7 son muy largos (32, contando esas dos filas descolgadas de abajo).

¿Por qué justo 2, 8, 18 y 32? Esos números ya los has visto en esta unidad, y en cuanto pintemos los bloques, un poco más abajo, vas a ver de dónde salen.

Y la idea que lo remata: todos los elementos de un periodo tienen el mismo nivel más alto ocupado, el del número del periodo.

El litio, el carbono y el flúor son muy distintos entre sí, pero los tres guardan sus electrones de valencia en el nivel 2: por eso comparten fila. Compruébalo periodo a periodo:

La forma rara, explicada

Y llegamos a la pregunta del título.

Mendeléiev construyó la tabla mirando las propiedades por fuera; tú puedes mirarla por dentro.

Cada fila de la tabla es un nivel de energía llenándose, casilla a casilla, en el orden del diagrama de Moeller. Y cada zona de la tabla corresponde a un subnivel: fíjate en la anchura de cada bloque de color y te sonarán los números.

El bloque rojo tiene 2 columnas, el azul 6, el verde 10 y el gris 14.

Son los aforos de los subniveles s, p, d y f, los que fijó el principio de Pauli en el bloque anterior.

La forma rara de la tabla no es un capricho: los escalones aparecen porque cada tipo de subnivel entra en juego en un nivel distinto —el p desde el nivel 2, el d desde el 3, el f desde el 4— y el hueco gigante del primer periodo existe porque el nivel 1 solo tiene un subnivel s con dos asientos: hidrógeno y helio, y nadie más.

Metales y no metales

Queda la clasificación más antigua de todas, la que ya usaban los químicos antes de entender nada del átomo: partir la tabla en bandos según cómo se comporta el material. La clave, otra vez, es la capa de valencia, y los bloques que acabas de pintar ayudan a situarlos:

• Metales — izquierda y centro, la gran mayoría de la tabla. Brillo metálico, buenos conductores del calor y la electricidad, dúctiles y maleables, sólidos a temperatura ambiente (menos el mercurio, líquido). ¿Su secreto? Pocos electrones de valencia (1, 2, 3…), y les resulta más fácil perderlos que ganar los que les faltan. Con los bloques a la vista se sitúan de un vistazo: los alcalinos y los alcalinotérreos llenan el bloque s (menos el hidrógeno); los de transición, todo el bloque d; los lantanoides y actinoides, el f; y en el bloque p quedan unos cuantos por debajo de la escalera, como el aluminio, el estaño o el plomo.
• No metales — arriba a la derecha, en el bloque p, más el hidrógeno (que va por libre). Sin brillo, malos conductores, y a temperatura ambiente los hay sólidos, líquidos y gaseosos. Lo contrario que los metales: muchos electrones de valencia (5, 6, 7), y les resulta más fácil ganar los que les faltan para tener ocho que perderlos. Ese «perder o ganar» lo vas a explotar en la unidad de enlace.
• Semimetales — la frontera entre bandos no es una línea recta sino una escalera que baja en diagonal desde el boro y parte el bloque p en dos; quienes la pisan tienen un pie en cada lado: semiconductores, ni conductores del todo ni aislantes del todo. Que el silicio de los chips viva justo ahí no es casualidad.
• Gases nobles — la última columna, al final del bloque p (con el helio). Técnicamente no metales, pero se tratan aparte: con la capa llena no pierden ni ganan electrones, así que no juegan en ningún bando.

Aquí tienes el reparto completo, con la escalera a la vista:

Cada fila, un nivel de valencia; cada columna, un número de electrones de valencia

Recoge lo que has visto con las dos listas y con los bloques, porque es la base de todo lo que queda.

Al recorrer una fila se van llenando subniveles en el orden del diagrama de Moeller, desde un s nuevo hasta su p: en el periodo 4 entran el 4s, el 3d y el 4p, y 2 + 10 + 6 = 18 elementos. Por eso el periodo 3 tiene 8 y no 18: el 3d se llena después del 4s, ya en el periodo 4.

Todos los elementos de un periodo tienen sus electrones de valencia en el mismo nivel, el nivel más alto ocupado, y ese nivel es el número del periodo. Todos los de una columna tienen el mismo número de electrones de valencia, en el mismo tipo de subnivel: el litio (2s¹), el sodio (3s¹) y el potasio (4s¹) tienen un solo electrón de valencia, en un s, y por eso se parecen tanto.

El electrón diferenciador

Para situar a cada elemento en su bloque, los químicos usan una idea muy fina: como cada elemento tiene un electrón más que el anterior, se le llama electrón diferenciador al último que llega, el que lo diferencia del vecino de la izquierda.

El subnivel donde cae ese electrón dicta el bloque: si cae en un s, bloque s; si cae en un p, bloque p.

Los del bloque s (grupos 1 y 2) y los del bloque p (grupos 13 a 18) se llaman elementos representativos: son los de las familias con nombre del mapa, y sus configuraciones acaban en s o en p.

Un detalle curioso: el helio está sentado en la columna 18, con los gases nobles, pero su configuración es 1s² —bloque s—. Está allí porque tiene la capa llena y se comporta como un noble más: en esta fiesta manda el comportamiento.

La promesa del hierro: los metales de transición

En el bloque anterior te debía una explicación: ¿qué pasa con los elementos cuya configuración acaba en un subnivel d, como el hierro?

Pues ya puedes ponerles nombre: son los metales de transición, el bloque d, los grupos 3 a 12. Diez columnas, una por cada uno de los diez electrones que caben en un subnivel d.

Son la zona centro de la fiesta: todos metales, casi todos duros y con puntos de fusión altos, buenos conductores, y con la manía elegante de formar compuestos de colores —los azules del cobre, los violetas del manganeso.

Y aquí va la cuenta que te prometí.

Si solo miraras el nivel más alto, el hierro tendría 4s², dos electrones… y sin embargo el hierro no está en el grupo 2.

En el bloque d, la capa de valencia la forman el último s y el d que se está llenando. El hierro es 4s² 3d⁶: tiene 8 electrones de valencia, 2 en el 4s y 6 en el 3d, y por eso está en el grupo 8, la familia del hierro.

Esa es toda la sutileza: en los de transición, el subnivel d que se está llenando también participa cuando reaccionan, así que cuenta como valencia. Y entonces la regla sale redonda: en el bloque d, el número de electrones de valencia coincide con el del grupo.

Compáralo con el galio, el siguiente (Z = 31): su 3d¹⁰ ya venía completo del cinc y el último electrón cae en el 4p. Ese d ya no cuenta: su capa de valencia es 4s² 4p¹, con 3 electrones de valencia en el 4s y el 4p, y por eso está en el grupo 13.

Las dos filas de abajo: el bloque f

¿Y las dos filas descolgadas de abajo? Son el bloque f: los lantanoides y los actinoides, también llamados elementos de transición interna, en los que el electrón diferenciador cae en el 4f o en el 5f.

Catorce columnas, el aforo del f.

En rigor tendrían que ir incrustadas entre los grupos 2 y 3 de los periodos 6 y 7, pero entonces la tabla tendría 32 columnas y no habría póster ni página de libro donde meterla: se dibujan abajo por pura comodidad, como quien pone un anexo al final del examen.

Se lee en los dos sentidos

Con esto la tabla queda convertida en lo que de verdad es: una máquina de traducir entre posición y configuración.

Del elemento a la tabla. Como todos los elementos de un periodo tienen los electrones de valencia en el mismo nivel, el periodo es su nivel más alto ocupado. Y como todos los de un grupo tienen el mismo número de electrones de valencia, el grupo sale de contarlos y de ver dónde están: en el bloque s (grupos 1 y 2) y en el bloque d, donde son los del último s más los del d, ese número coincide con el del grupo; en el bloque p, los grupos 13 a 18 tienen de 3 a 8, porque por el camino se cruzan las diez columnas del bloque d.

El número solo no basta. El vanadio (4s² 3d³) y el fósforo (3s² 3p³) tienen los dos 5 electrones de valencia, y uno está en el grupo 5 y el otro en el 15. Al razonar el grupo di siempre dónde están: en qué acaba la configuración (en s, en d o en p), o de qué bloque es. Por ejemplo: «su configuración acaba en 3p³: tiene 5 electrones de valencia, en el 3s y el 3p, así que es del bloque p; y como en el bloque p los grupos 13 a 18 tienen de 3 a 8 electrones de valencia, está en el grupo 15».

Y de la tabla al elemento: la posición te regala la configuración sin escribirla entera.

Mira cómo se usa:

El ion más probable, con la tabla

En el bloque anterior el Na⁺ y el S²⁻ acabaron con la configuración de un gas noble, y te dejé la pista de que no era casualidad. Con la tabla delante ya puedes predecir qué ion formará cada elemento sin escribir la configuración entera.

Los gases nobles tienen la capa de valencia llena y casi no reaccionan. Los demás, cuando forman iones, suelen ganar o perder electrones hasta quedarse con la configuración del gas noble más cercano. Y lo que decide si ganan o pierden es cuántos electrones de valencia tienen:

• Grupos 1, 2 y 13 — con 1, 2 o 3 electrones de valencia, les cuesta menos perderlos que ganar los que les faltan: forman cationes +1, +2 y +3 (Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺).
• Grupos 15, 16 y 17 — les faltan 3, 2 o 1 para llegar a ocho: los ganan y forman aniones −3, −2 y −1 (N³⁻, O²⁻, Cl⁻).
• Grupo 18 — ya tienen la capa llena: no forman iones.
• Grupo 14 y metales de transición — no siguen esta regla sencilla. El carbono, con 4, ni gana ni pierde: comparte. Y el hierro, por ejemplo, forma Fe²⁺ y Fe³⁺.

Qué es una propiedad periódica

Una propiedad periódica es una propiedad de los elementos que cambia de forma regular a lo largo de un periodo y vuelve a empezar en el siguiente, igual que se repite la capa de valencia.

El tamaño del átomo es una de ellas. Hay más, y algunas ya las irás conociendo: la electronegatividad, por ejemplo, la verás en la unidad del enlace.

Todo sale de una pregunta

Las propiedades periódicas salen de una sola pregunta: ¿con cuánta fuerza atrae el núcleo a los electrones de valencia?

Para contestarla no hace falta nada nuevo: basta con lo que ya sabes del bloque anterior sobre qué tienen en común los elementos de un periodo y los de un grupo.

En un periodo: mismo nivel, más protones

Los elementos de un periodo tienen sus electrones de valencia en el mismo nivel: en el periodo 2, todos en el nivel 2.

Pero al avanzar por el periodo, cada casilla tiene un protón más en el núcleo atrayendo a esos electrones.

Mismo nivel y más protones: a lo largo de un periodo, los electrones de valencia están cada vez más atraídos por el núcleo.

En un grupo: un nivel más cada vez

Los elementos de un grupo tienen el mismo número de electrones de valencia, pero cada uno los tiene en un nivel de energía más alto: el litio en el 2, el sodio en el 3, el potasio en el 4.

Cuanto más alto es el nivel, más lejos del núcleo están los electrones de valencia. A lo largo de un grupo, hacia abajo, los electrones de valencia están cada vez más lejos del núcleo.

«Pero al bajar también hay más protones.» Es verdad: el potasio tiene 19 y el litio, 3. Pero entre el núcleo y los electrones de valencia hay cada vez más capas de electrones, que se interponen y tapan buena parte de esa atracción. Por eso, al bajar en un grupo, lo importante es que los electrones de valencia están en un nivel más alto, más lejos del núcleo. En bachillerato aprenderás a ponerle número a ese «tapar».

Cómo se mide el tamaño de un átomo

El radio atómico mide el tamaño del átomo. No se puede medir hasta su «borde», porque el átomo no tiene un borde fijo (lo verás en el último bloque). Por eso se mide así: es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales unidos.

Los átomos son tan pequeños que su radio se da en picómetros: 1 pm = 10⁻¹² m, la billonésima parte de un metro.

A lo largo de un periodo, el radio disminuye

Los electrones de valencia están cada vez más atraídos, así que el núcleo los acerca: el radio disminuye a lo largo de un periodo, hacia la derecha.

Y aquí está la respuesta a la pregunta del bloque: el flúor tiene más electrones que el litio, pero están en la misma capa, con 9 protones atrayéndolos en vez de 3. Más electrones no quiere decir más grande si no hay un nivel nuevo.

A lo largo de un grupo, el radio aumenta

Los electrones de valencia están cada vez en un nivel más alto, más lejos del núcleo: el radio aumenta a lo largo de un grupo, hacia abajo.

El radio en toda la tabla

Con las dos flechas basta: el radio crece hacia la izquierda y hacia abajo. Los átomos más grandes están abajo a la izquierda, como el cesio, y los más pequeños, arriba a la derecha, como el flúor.

Cuidado con la flecha del periodo, que es la que más se pone al revés: el radio aumenta hacia la izquierda. El litio (134 pm) es más grande que el flúor (64 pm), aunque el flúor tenga más electrones.

Tres pasos

1. Situar cada átomo: su periodo y su grupo, sacados de la configuración, como en el bloque anterior.
2. Comparar por parejas que estén en el mismo periodo o en el mismo grupo, cada una con su frase.
3. Ordenar juntando las comparaciones.

Si dos átomos están en diagonal (ni en el mismo periodo ni en el mismo grupo), no se comparan directamente: se busca un tercero que haga de puente, que comparta periodo con uno y grupo con el otro.

En el examen no basta con el orden: cada comparación se escribe con su frase. Pulsa los botones y mira cómo se redacta.

Los errores de siempre

• «Tiene más electrones, así que es más grande»: dentro de un periodo pasa justo lo contrario.
• «Al bajar en un grupo hay menos protones»: hay más. Lo que cambia es que los electrones de valencia están en un nivel más alto, más lejos del núcleo.
• Comparar dos átomos en diagonal sin un tercero que haga de puente.
• Poner al revés la flecha del periodo: el radio aumenta hacia la izquierda.
• Dar el orden sin las frases: en el examen, cada comparación lleva su porqué.

Una confesión pendiente

Seamos justos con la bolita: ha rendido muchísimo. Con electrones dando vueltas por órbitas explicamos los espectros, montamos la configuración electrónica y hasta le encontramos sentido a la forma de la tabla periódica.

Pero en los años veinte del siglo pasado los experimentos empezaron a acorralarla: el electrón hacía cosas que ninguna canica, por pequeña que sea, puede hacer.

En algunos experimentos se comporta como lo que esperas: una partícula, un proyectil diminuto que golpea en un punto. Pero en otros se comporta como una onda, como el sonido o las olas: se reparte por el espacio, se solapa, interfiere consigo mismo.

A esto se le llama comportamiento dual, y no significa que el electrón sea unas veces una cosa y otras veces otra: significa que no es ninguna de las dos. Es otro tipo de objeto, uno para el que nuestro idioma —hecho para describir piedras, balones y planetas— no tiene una palabra buena.

Míralo en los dos experimentos que lo destaparon:

El colibrí de Heisenberg

‹›

×

‹›

Disparo rapidísimo: alas congeladas — sabes dónde está, pero nada de su movimiento1/2

En 1927, un físico alemán de 25 años llamado Werner Heisenberg le puso números al problema. Su resultado es una de las ideas más famosas de toda la física, y se puede contar con una cámara de fotos.

Imagina que quieres fotografiar un colibrí, que bate las alas unas cincuenta veces por segundo. Tienes dos opciones.

Con un disparo rapidísimo congelas el ala: sabes exactamente dónde está… pero la foto no te dice nada de hacia dónde ni a qué velocidad se mueve.

Con una exposición larga pasa lo contrario: el ala sale como una estela borrosa que te cuenta su movimiento, pero ya no puedes decir en qué punto está.

Posición o movimiento: la cámara te obliga a elegir.

Con el colibrí, el problema es de la cámara: con mejor tecnología, mejor foto.

Lo que demostró Heisenberg es que con el electrón no: por perfecto que sea tu instrumento, es imposible conocer a la vez y con exactitud la posición y la velocidad de un electrón.

Cuanto mejor mides una, peor conoces la otra. Siempre. No es un límite de nuestros aparatos: es una ley de la naturaleza.

«Incertidumbre» es mal nombre

A este resultado se le llama principio de incertidumbre, y con ese nombre lo verás en todos los libros.

Pero a muchos físicos el nombre no les gusta nada, y prefieren llamarlo principio de indeterminación.

El matiz importa: «incertidumbre» suena a que el problema somos nosotros —que somos torpes, que nuestros aparatos son malos, que el electrón tiene su posición y su velocidad pero no somos capaces de pillarlas—.

Y no es eso. Es la propia naturaleza del electrón la que no tiene una posición y una velocidad definidas a la vez: no es que no las conozcamos, es que no existen las dos juntas.

Y aquí cae la bolita.

Piensa qué es un camino: una lista de posiciones por las que vas pasando con una velocidad en cada punto. Si el electrón no puede tener posición y velocidad definidas a la vez, entonces el electrón no puede seguir un camino.

No es que la órbita de Bohr fuera un carril equivocado y haya que buscar el carril bueno: es que no hay carril. La pregunta «¿por dónde va el electrón?» no tiene respuesta, no porque sea difícil, sino porque está mal hecha.

Y si no se puede preguntar por dónde va… ¿qué se puede preguntar?

Dos palabras que no son la misma

La pregunta que sí tiene respuesta es esta: «¿dónde es probable que aparezca el electrón si lo busco?».

En 1926 el físico austriaco Erwin Schrödinger encontró la ecuación que responde exactamente a eso —no por dónde va el electrón, sino dónde es probable encontrarlo—, y con ella nació el modelo vigente hoy: el modelo mecanocuántico.

El cambio de idea es tan gordo que hizo falta una palabra nueva, y aquí está la distinción que da título al bloque:

• Órbita (Rutherford, Bohr, Sommerfeld): el electrón es una bolita que recorre un camino fijo y predecible alrededor del núcleo, como un planeta alrededor del Sol.
• Orbital (modelo actual): no es ningún camino. Es la región del espacio donde hay máxima probabilidad de encontrar al electrón cuando lo mides.

Apúntate esto como aviso para los cursos que vienen, porque es el despiste clásico de bachillerato: una órbita es una trayectoria; un orbital es una zona de probabilidad. Se parecen en las letras y en nada más.

La nube de mediciones

¿Y cómo se dibuja una probabilidad?

Así: imagina que pudieras medir la posición del electrón del hidrógeno una vez, apuntar el punto donde apareció, y repetir la medida cientos de veces sobre el mismo dibujo.

El resultado es una nube de puntos: espesa en las zonas donde el electrón aparece muchas veces, rala donde casi nunca.

Esa nube —la nube de probabilidad, o de densidad electrónica— es el retrato moderno del átomo. Compárala tú mismo con el carril de Bohr:

Fíjate en el guiño que esconde la figura: si haces la cuenta de a qué distancia del núcleo aparece el electrón más veces, sale justo el radio de la vieja órbita de Bohr.

Por eso el modelo de Bohr funcionaba tan bien sin ser verdad: sus carriles no existen, pero pasaban por las zonas donde el electrón de verdad suele estar.

Bohr no estaba equivocado en el «dónde»; estaba equivocado en el «cómo».

Ya los conocías: s, p, d y f

Y ahora, la mejor noticia del bloque: los orbitales ya los conocías.

Las letras s, p, d y f que llevas usando desde los espectros no son etiquetas inventadas: cada subnivel es en realidad un grupo de orbitales —el s tiene 1, el p tiene 3, el d tiene 5 y el f tiene 7—, y en cada orbital caben como mucho 2 electrones.

Haz la cuenta y verás aparecer los aforos «mágicos» que te aprendiste sin explicación: 1 × 2 = 2, 3 × 2 = 6, 5 × 2 = 10, 7 × 2 = 14.

Y cada tipo de orbital tiene además su forma de nube característica. En bachillerato las estudiarás en serio, pero un adelanto no hace daño: mira cómo cambia la nube al pasar de un orbital s a uno p o a uno d.