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Física Universitaria Volumen 3

8.4 El principio de exclusión y la tabla periódica

Física Universitaria Volumen 38.4 El principio de exclusión y la tabla periódica
  1. Prefacio
  2. Óptica
    1. 1 La naturaleza de la luz
      1. Introducción
      2. 1.1 La propagación de la luz
      3. 1.2 La ley de reflexión
      4. 1.3 Refracción
      5. 1.4 Reflexión interna total
      6. 1.5 Dispersión
      7. 1.6 Principio de Huygens
      8. 1.7 Polarización
      9. Revisión Del Capítulo
        1. Términos Clave
        2. Ecuaciones Clave
        3. Resumen
        4. Preguntas Conceptuales
        5. Problemas
        6. Problemas Adicionales
        7. Problemas De Desafío
    2. 2 Óptica geométrica y formación de imágenes
      1. Introducción
      2. 2.1 Imágenes formadas por espejos planos
      3. 2.2 Espejos esféricos
      4. 2.3 Imágenes formadas por refracción
      5. 2.4 Lentes delgadas
      6. 2.5 El ojo
      7. 2.6 La cámara
      8. 2.7 La lupa simple
      9. 2.8 Microscopios y telescopios
      10. Revisión Del Capítulo
        1. Términos Clave
        2. Ecuaciones Clave
        3. Resumen
        4. Preguntas Conceptuales
        5. Problemas
        6. Problemas Adicionales
    3. 3 Interferencias
      1. Introducción
      2. 3.1 Interferencia de doble rendija de Young
      3. 3.2 Matemáticas de la interferencia
      4. 3.3 Interferencias de rendijas múltiples
      5. 3.4 Interferencia de película delgada
      6. 3.5 El interferómetro de Michelson
      7. Revisión Del Capítulo
        1. Términos Clave
        2. Ecuaciones Clave
        3. Resumen
        4. Preguntas Conceptuales
        5. Problemas
        6. Problemas Adicionales
        7. Problemas De Desafío
    4. 4 Difracción
      1. Introducción
      2. 4.1 Difracción de una rendija
      3. 4.2 Intensidad en la difracción de una rendija
      4. 4.3 Difracción de doble rendija
      5. 4.4 Rejillas de difracción
      6. 4.5 Aberturas circulares y resolución
      7. 4.6 Difracción de rayos X
      8. 4.7 Holografía
      9. Revisión Del Capítulo
        1. Términos Clave
        2. Ecuaciones Clave
        3. Resumen
        4. Preguntas Conceptuales
        5. Problemas
        6. Problemas Adicionales
        7. Problemas De Desafío
  3. Física moderna
    1. 5 Relatividad
      1. Introducción
      2. 5.1 Invariancia de las leyes físicas
      3. 5.2 Relatividad de la simultaneidad
      4. 5.3 Dilatación del tiempo
      5. 5.4 Contracción de longitud
      6. 5.5 La transformación de Lorentz
      7. 5.6 Transformación relativista de la velocidad
      8. 5.7 Efecto Doppler para la luz
      9. 5.8 Momento relativista
      10. 5.9 Energía relativista
      11. Revisión Del Capítulo
        1. Términos Clave
        2. Ecuaciones Clave
        3. Resumen
        4. Preguntas Conceptuales
        5. Problemas
        6. Problemas Adicionales
    2. 6 Fotones y ondas de materia
      1. Introducción
      2. 6.1 Radiación de cuerpo negro
      3. 6.2 Efecto fotoeléctrico
      4. 6.3 El efecto Compton
      5. 6.4 Modelo de Bohr del átomo de hidrógeno
      6. 6.5 Las ondas de materia de De Broglie
      7. 6.6 Dualidad onda-partícula
      8. Revisión Del Capítulo
        1. Términos Clave
        2. Ecuaciones Clave
        3. Resumen
        4. Preguntas Conceptuales
        5. Problemas
        6. Problemas Adicionales
    3. 7 Mecánica cuántica
      1. Introducción
      2. 7.1 Funciones de onda
      3. 7.2 El principio de incertidumbre de Heisenberg
      4. 7.3 La ecuación de Schrӧdinger
      5. 7.4 La partícula cuántica en una caja
      6. 7.5 El oscilador armónico cuántico
      7. 7.6 El efecto túnel de las partículas a través de las barreras de potencial
      8. Revisión Del Capítulo
        1. Términos Clave
        2. Ecuaciones Clave
        3. Resumen
        4. Preguntas Conceptuales
        5. Problemas
        6. Problemas Adicionales
        7. Problemas De Desafío
    4. 8 Estructura atómica
      1. Introducción
      2. 8.1 El átomo de hidrógeno
      3. 8.2 Momento dipolar magnético orbital del electrón
      4. 8.3 Espín del electrón
      5. 8.4 El principio de exclusión y la tabla periódica
      6. 8.5 Espectros atómicos y rayos X
      7. 8.6 Láseres
      8. Revisión Del Capítulo
        1. Términos Clave
        2. Ecuaciones Clave
        3. Resumen
        4. Preguntas Conceptuales
        5. Problemas
        6. Problemas Adicionales
    5. 9 Física de la materia condensada
      1. Introducción
      2. 9.1 Tipos de enlaces moleculares
      3. 9.2 Espectros moleculares
      4. 9.3 Enlaces en los sólidos cristalinos
      5. 9.4 Modelo de electrones libres de los metales
      6. 9.5 Teoría de bandas de los sólidos
      7. 9.6 Semiconductores y dopaje
      8. 9.7 Dispositivos semiconductores
      9. 9.8 Superconductividad
      10. Revisión Del Capítulo
        1. Términos Clave
        2. Ecuaciones Clave
        3. Resumen
        4. Preguntas Conceptuales
        5. Problemas
        6. Problemas Adicionales
        7. Problemas De Desafío
    6. 10 Física nuclear
      1. Introducción
      2. 10.1 Propiedades de los núcleos
      3. 10.2 Energía de enlace nuclear
      4. 10.3 Decaimiento radioactivo
      5. 10.4 Reacciones nucleares
      6. 10.5 Fisión
      7. 10.6 Fusión nuclear
      8. 10.7 Usos médicos y efectos biológicos de la radiación nuclear
      9. Revisión Del Capítulo
        1. Términos Clave
        2. Ecuaciones Clave
        3. Resumen
        4. Preguntas Conceptuales
        5. Problemas
        6. Problemas Adicionales
        7. Problemas De Desafío
    7. 11 Física de partículas y cosmología
      1. Introducción
      2. 11.1 Introducción a la física de partículas
      3. 11.2 Leyes de conservación de las partículas
      4. 11.3 Cuarks
      5. 11.4 Aceleradores y detectores de partículas
      6. 11.5 El modelo estándar
      7. 11.6 El Big Bang
      8. 11.7 Evolución del universo primigenio
      9. Revisión Del Capítulo
        1. Términos Clave
        2. Ecuaciones Clave
        3. Resumen
        4. Preguntas Conceptuales
        5. Problemas
        6. Problemas Adicionales
        7. Problemas De Desafío
  4. A Unidades
  5. B Factores de conversión
  6. C Constantes fundamentales
  7. D Datos astronómicos
  8. E Fórmulas matemáticas
  9. F Química
  10. G El alfabeto griego
  11. Clave de Respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
  12. Índice

Objetivos De Aprendizaje

Al final de esta sección podrá:

  • Explicar la importancia del principio de exclusión de Pauli para comprender la estructura atómica y el enlace molecular.
  • Explicar la estructura de la tabla periódica en términos de energía total, momento angular orbital y espín de los electrones individuales de un átomo.
  • Describir la configuración de electrones de los átomos en la tabla periódica.

Hasta ahora solo hemos estudiado el hidrógeno, el elemento químico más simple. Hemos descubierto que un electrón del átomo de hidrógeno puede especificarse completamente mediante cinco números cuánticos:

n:número cuántico principall:número cuántico del momento angularm:número cuántico de la proyección del momento angulars:número cuántico de espínms:número cuántico de proyección del espínn:número cuántico principall:número cuántico del momento angularm:número cuántico de la proyección del momento angulars:número cuántico de espínms:número cuántico de proyección del espín
8.34

Para construir el estado fundamental de un átomo neutro de varios electrones, imagine que empieza con un núcleo de carga Ze (es decir, un núcleo de número atómico Z) y luego añade electrones Z uno a uno. Supongamos que cada electrón se mueve en un campo eléctrico esféricamente simétrico producido por el núcleo y todos los demás electrones del átomo. La suposición es válida porque los electrones se distribuyen aleatoriamente alrededor del núcleo y producen un campo eléctrico medio (y un potencial) que es esféricamente simétrico. El potencial eléctrico U(r) para cada electrón no sigue la forma simple −1/r−1/r debido a las interacciones entre los electrones, pero resulta que todavía podemos etiquetar cada estado individual de los electrones mediante números cuánticos, (n,l,m,s,ms)(n,l,m,s,ms). (El número cuántico de espín s es el mismo para todos los electrones, por lo que no se utilizará en esta sección).

La estructura y las propiedades químicas de los átomos se explican en parte por el principio de exclusión de Pauli: No hay dos electrones en un átomo que puedan tener los mismos valores para los cuatro números cuánticos (n,l,m,ms).(n,l,m,ms). Este principio está relacionado con dos propiedades de los electrones: Todos los electrones son idénticos ("cuando has visto un electrón, los has visto todos") y tienen un espín semientero (s=1/2).(s=1/2). Los conjuntos de números cuánticos de muestra para los electrones de un átomo se dan en la Tabla 8.5. De acuerdo con el principio de exclusión de Pauli, no hay dos filas de la tabla que tengan exactamente el mismo conjunto de números cuánticos.

n l m msms Símbolo de la subcapa Número de electrones: subcapa Número de electrones: capa
1 0 0 ½ 1s 2 2
1 0 0 –½
2 0 0 ½ 2s 2 8
2 0 0 –½
2 1 –1 ½ 2p 6
2 1 –1 –½
2 1 0 ½
2 1 0 –½
2 1 1 ½
2 1 1 –½
3 0 0 ½ 3s 2 18
3 0 0 –½
3 1 –1 ½ 3p 6
3 1 –1 –½
3 1 0 ½
3 1 0 –½
3 1 1 ½
3 1 1 –½
3 2 –2 ½ 3d 10
3 2 –2 –½
3 2 –1 ½
3 2 –1 –½
3 2 0 ½
3 2 0 –½
3 2 1 ½
3 2 1 –½
3 2 2 ½
3 2 2 –½
Tabla 8.5 Estados electrónicos de los átomos Debido al principio de exclusión de Pauli, no hay dos electrones en un átomo que tengan el mismo conjunto de cuatro números cuánticos.

Los electrones con el mismo número cuántico principal n se dice que están en la misma capa, y los que tienen el mismo valor de l se dice que ocupan la misma subcapa. Un electrón en el estado n=1n=1 de un átomo de hidrógeno se denota 1s, donde el primer dígito indica la capa (n=1)(n=1) y la letra indica la subcapa (s,p,d,fcorresponden al=0,1,2,3).(s,p,d,fcorresponden al=0,1,2,3). Dos electrones en el estado n=1n=1 se denotan como 1s2,1s2, donde el superíndice indica el número de electrones. Un electrón en el estado n=2n=2 con l=1l=1 se denota 2p. La combinación de dos electrones en el estado n=2n=2 y l=0l=0 y tres electrones en el estado n=2n=2 y l=1l=1 se escribe como 2s22p3,2s22p3, y así sucesivamente. Esta representación del estado de los electrones se denomina configuración de electrones del átomo. La configuración de electrones de varios átomos se indica en la Tabla 8.6. Los electrones de la capa exterior de un átomo se denominan electrones de valencia. Los enlaces químicos entre los átomos de una molécula se explican por la transferencia y el intercambio de electrones de valencia.

Elemento Configuración de electrones Alineación del espín
H 1s11s1 ()()
He 1s21s2 ()()
Li 1s22s11s22s1 ()()
Be 1s22s21s22s2 ()()
B 1s22s22p11s22s22p1 ()()()()
C 1s22s22p21s22s22p2 ()()()()()()
N 1s22s22p31s22s22p3 ()()()()()()()()
O 1s22s22p41s22s22p4 ()()()()()()()()
F 1s22s22p51s22s22p5 ()()()()()()()()
Ne 1s22s22p61s22s22p6 ()()()()()()()()
Na 1s22s22p63s11s22s22p63s1 ()()
Mg 1s22s22p63s21s22s22p63s2 ()()
Al 1s22s22p63s23p11s22s22p63s23p1 ()()()()
Tabla 8.6 Configuración de electrones en los electrones de un átomo El símbolo ( ) ( ) indica un electrón no pareado en la capa exterior, mientras que el símbolo ( ) ( ) indica un par de electrones de espín ascendente y descendente en una capa exterior.

El número máximo de electrones en una subcapa depende del valor del número cuántico del momento angular, l. Para un valor a dado l, hay estados de momento angular orbital 2l+12l+1. Sin embargo, cada uno de estos estados puede ser llenado por dos electrones (espín ascendente y descendente, ). Por lo tanto, el número máximo de electrones en una subcapa es

N=2(2l+1)=4l+2.N=2(2l+1)=4l+2.
8.35

En la subcapa 2s (l=0)(l=0), el número máximo de electrones es 2. En la subcapa 2p (l=1l=1), el número máximo de electrones es 6. Por lo tanto, el número máximo total de electrones en la subcapa n=2n=2 (incluyendo tanto la subcapa l=0l=0 y la subcapa 1) es 2+62+6 u 8. En general, el número máximo de electrones en la enésima capa es 2n2.2n2.

Ejemplo 8.5

Subcapas y totales para n=3n=3

¿Cuántas subcapas hay en la capa n=3n=3? Identifique cada subcapa y calcule el número máximo de electrones que llenará cada una. Demuestre que el número máximo de electrones que llenan un átomo es 2n22n2.

Estrategia

Las subcapas están determinadas por el valor de l; por eso primero determinamos qué valores de l están permitidos, y luego aplicamos la ecuación "número máximo de electrones que pueden estar en una subcapa =2(2l+1)=2(2l+1)" para hallar el número de electrones en cada subcapa.

Solución

Dado que n=3,n=3, sabemos que l puede ser 0, 1, o 2; por lo tanto, hay tres posibles subcapas. En la notación estándar, se denominan subcapas 3s, 3p y 3d. Ya hemos visto que dos electrones pueden estar en un estado s, y seis en un estado p, pero utilicemos la ecuación "número máximo de electrones que pueden estar en una subcapa =2(2l+1)=2(2l+1)" para calcular el número máximo en cada uno:
3stienel=0;por lo tanto,2(2l+1)=2(0+1)=23ptienel=1;por lo tanto,2(2l+1)=2(2+1)=63dtienel=2;por lo tanto,2(2l+1)=2(4+1)=10Total=18(enla capan=3 ).3stienel=0;por lo tanto,2(2l+1)=2(0+1)=23ptienel=1;por lo tanto,2(2l+1)=2(2+1)=63dtienel=2;por lo tanto,2(2l+1)=2(4+1)=10Total=18(enla capan=3 ).

La ecuación "número máximo de electrones que puede haber en una capa =2n2=2n2" da el número máximo en la capa n=3n=3 siendo

Número máximo de electrones=2n2=2(3)2=2(9)=18.Número máximo de electrones=2n2=2(3)2=2(9)=18.

Importancia

El número total de electrones en las tres posibles subcapas es, por lo tanto, el mismo que la fórmula 2n22n2. En la notación estándar (espectroscópica), una capa llena n=3n=3 se denota como 3s23p63d103s23p63d10. Las capas no se llenan de una manera sencilla. Antes de que la capa n=3n=3 esté completamente llena, por ejemplo, empezamos a hallar electrones en la capa n=4n=4.

La estructura de la tabla periódica (Figura 8.17) puede entenderse en términos de capas y subcapas y, en última instancia, la energía total, el momento angular orbital y el espín de los electrones del átomo. La discusión detallada de la tabla periódica se deja para un curso de química; aquí solo esbozamos sus características básicas. En esta discusión suponemos que los átomos son eléctricamente neutros; es decir, que tienen el mismo número de electrones y protones. (Recordemos que el número total de protones en un núcleo atómico se llama número atómico, Z)

En primer lugar, la tabla periódica se organiza en columnas y filas. La tabla se lee de izquierda a derecha y de arriba a abajo en el orden de aumento del número atómico Z. Los átomos que pertenecen a la misma columna o grupo químico comparten muchas de las mismas propiedades químicas. Por ejemplo, los átomos de Li y Na (en la primera columna) se unen a otros átomos de forma similar. La primera fila de la tabla corresponde a la capa 1s (l=0l=0) de un átomo.

Consideremos el procedimiento hipotético de añadir electrones, uno a uno, a un átomo. En el caso del hidrógeno (H) (arriba a la izquierda), la capa 1s se llena con un electrón de espín ascendente o descendente (oo). Este electrón solitario se comparte fácilmente con otros átomos, por lo que el hidrógeno es químicamente activo. En el caso del helio (He) (arriba a la derecha), la capa 1s se llena con un electrón con el espín ascendente y con otro () descendente. Esto "llena" la capa 1s, por lo que un átomo de helio tiende a no compartir electrones con otros átomos. Se dice que el átomo de helio es químicamente inactivo, inerte o noble; asimismo, se dice que el gas helio es un gas inerte o noble.

Interactivo

Construya un átomo sumando y restando protones, neutrones y electrones. ¿Cómo cambia el elemento, la carga y la masa? Visite las simulaciones interactivas PhET Explorations: Build an Atom (construya un átomo) para explorar las respuestas a estas preguntas.

Se muestra la Tabla Periódica de los Elementos, que muestra la estructura de las capas y subcapas. Las 18 columnas están numeradas y marcadas como "Grupo" y las 7 filas están numeradas y marcadas como "Periodo". Los grupos 1 y 2 están sombreados en púrpura. Los grupos 3 a 12 están sombreados en amarillo. Los grupos 13 a 18 están sombreados en rojo, con la excepción del período 1, grupo 18, que es de color púrpura. Las casillas del grupo 3 de los periodos 6 y 7 están delineadas y una flecha apunta desde ellas hacia una sección adicional de dos filas y 14 columnas que está sombreada en verde. La casilla del grupo 3 del periodo 6 tiene un asterisco, que también aparece a la izquierda de la primera fila de la sección adicional. La casilla del grupo 3 del periodo 7 tiene dos asteriscos, que también aparecen a la izquierda de la segunda fila de la sección adicional. Debajo de la tabla, a la izquierda, hay una imagen ampliada de la casilla superior izquierda de la tabla. La letra "H" está en su esquina superior izquierda y está etiquetada como "Símbolo" El número 1 está en su esquina superior derecha y está etiquetado como "Electrones" En su centro la entrada "1 s" está marcada como "subcapa" La casilla está sombreada en color púrpura. Cada elemento tiene su símbolo y sus electrones indicados en la casilla. Las subcapas se indican como un grupo para las secciones contiguas de una fila. Empezando por la parte superior izquierda de la tabla, período 1, grupo 1, está sombreado en color púrpura y contiene el símbolo H, electrones 1, subcapa 1 s. La única otra caja de elementos en el período 1 está en la última columna, el grupo 18, que está sombreado en color púrpura y contiene los símbolos "H e, 1, 1 s". El período 2, grupo 1 contiene "L i, 1"; el grupo 2 contiene "B e, 2". Los grupos 1 y 2 del periodo 2 tienen ambos la subcapa 2 s. Se saltan los grupos 3 a 12. El grupo 13 contiene "B, 1". El grupo 14 contiene "C, 2". El grupo 15 contiene "N, 3". El grupo 16 contiene "O, 4". El grupo 17 contiene "F, 5". El grupo 18 contiene "N e, 6". Los grupos 13 a 18 del período 2 tienen la subcapa 2 p. El grupo 1 del período 3 contiene "N a, 1". El grupo 2 contiene "M g, 2". Estos dos tienen la subcapa 3 s. Los grupos 3 a 12 se saltan de nuevo en el periodo 3 y el grupo 13 contiene "A l, 1". El grupo 14 contiene "S I, 2". El grupo 15 contiene "P, 3". El grupo 16 contiene "S, 4". El grupo 17 contiene "C l, 5". El grupo 18 contiene "A r, 6". Estos 6 tienen la subcapa 3 p. El período 4, grupo 1 contiene "K, 1". El grupo 2 contiene "C a, 2". Estos dos tienen la subcapa 4 s. El grupo 3 contiene "S, 1". El grupo 4 contiene "T i, 2". El grupo 5 contiene "V, 3". El grupo 6 contiene "C r, 4". El grupo 7 contiene "M n, 5". El grupo 8 contiene "F e, 6". El grupo 9 contiene "C o, 7". El grupo 10 contiene "N i, 8". El grupo 11 contiene "C u, 9". El grupo 12 contiene "Z n, 10". Estos 10 tienen la subcapa 3 d. El grupo 13 contiene "G a, 1". El grupo 14 contiene "G e, 2". El grupo 15 contiene "A s, 3". El grupo 16 contiene "S e, 4". El grupo 17 contiene "B r, 5". El grupo 18 contiene "K r, 6". Estos seis tienen la subcapa 4 p. El período 5, grupo 1 contiene "R b, 1". El grupo 2 contiene "S r, 2". Estos 2 tienen la subcapa 5 s". El grupo 3 contiene "Y, 1". El grupo 4 contiene "Z r, 2". El grupo 5 contiene "N b, 3". El grupo 6 contiene "M o, 4". El grupo 7 contiene "T c, 5 "R u, 6". El grupo 9 contiene "R h, 7". El grupo 10 contiene "P d, 8". El grupo 11 contiene "A g, 9". El grupo 12 contiene "C d, 10". Estos diez tienen la subcapa 4 d. El grupo 13 contiene "I n, 1". El grupo 14 contiene "S n, 2". El grupo 15 contiene "S b, 3". El grupo 16 contiene "T e, 4". El grupo 17 contiene "I, 5". El grupo 18 contiene "X e, 6". Estos seis tienen la subcapa 5 p. El período 6, grupo 1 contiene "C s, 1". El grupo 2 contiene "B a, 2". Estos dos tienen la subcapa 6 s". El grupo 3 contiene "L a, 1", y tiene un asterisco adicional. El grupo 4 contiene "H f, 2". El grupo 5 contiene "T a, 3". El grupo 6 contiene "W, 4". El grupo 7 contiene "R e, 5". El grupo 8 contiene "O s, 6". El grupo 9 contiene "I r, 7". El grupo 10 contiene "P t, 8". El grupo 11 contiene "A u, 9". El grupo 12 contiene "H g, 10". Estos 10 tienen la subcapa 5 d". El grupo 13 contiene "T l, 1". El grupo 14 contiene "P b, 2". El grupo 15 contiene "B i, 3". El grupo 16 contiene "P o, 4". El grupo 17 contiene "A t, 5". El grupo 18 contiene "R n, 6". Estos seis tienen la subcapa 6 p. El período 7, grupo 1 contiene "F r, 1". El grupo 2 contiene "R a, 2". Estos dos tienen la subcapa 7 s. El grupo 3 contiene "A c, 1", y tiene un doble asterisco adicional. El grupo 4 contiene "R f, 2". El grupo 5 contiene "D b, 3". El grupo 6 contiene "S g, 4". El grupo 7 contiene "B h, 5". El grupo 8 contiene "H s, 6". El grupo 9 contiene "M t, 7". El grupo 10 contiene "D s, 8". El grupo 11 contiene "R g, 9". El grupo 12 contiene "C n, 10". Estos 10 tienen la subcapa 6 d. El grupo 13 contiene "U u t, 1". El grupo 14 contiene "F l, 2". El grupo 15 contiene "U u p, 3". El grupo 16 contiene "L v, 4". El grupo 17 está ausente. El grupo 18 contiene "U u o, 6". Estos cinco tienen la subcapa 7 p. Una flecha une los periodos 6 y 7, grupo 3 a una sección adicional con dos filas, cada una con 14 columnas. Las columnas no están numeradas. La primera fila está marcada con un asterisco y todos los elementos en ella tienen la subcapa 4 f. Las casillas de esta fila contienen, en orden: C e, 1, P r, 2, N d, 3, P m, 4, S m, 5, E u, 6, G d, 7, T b, 8, D y, 9, H o, 10, E r, 11, T m, 12, Y b, 13, L u, 14. La segunda fila está marcada con un doble asterisco y todos los elementos en ella tienen la subcapa 5 f. Las casillas de esta fila contienen, en orden: T h 1, P a, 2, U, 3, N p, 4, P u, 5, A m, 6, C m, 7, B k, 8, C f, 9, E s, 10, F m, 11, M d, 12, N o, 13, L r, 14.
Figura 8.17 La tabla periódica de los elementos, mostrando la estructura de las capas y subcapas.

La segunda fila corresponde a las subcapas 2s y 2p. En el caso del litio (Li) (arriba a la izquierda), la capa 1s está llena con un electrón de espín ascendente y descendente () y la capa 2s está llena con un electrón de espín ascendente o descendente (oo). Por lo tanto, su configuración de electrones es 1s22s11s22s1 o [He]2s, donde [He] indica un núcleo de helio. Al igual que el hidrógeno, el electrón solitario de la capa más externa se comparte fácilmente con otros átomos. En el caso del berilio (Be), la capa 2s se llena con un electrón de espín ascendente y descendente (), y tiene la configuración de electrones [He]2s22s2.

A continuación, observemos la parte derecha de la tabla. En el caso del boro (B), las capas 1s y 2s están llenas y la 2p (l=1l=1) contiene un electrón con espín ya sea ascendente o descendente (oo). Desde el carbono (C) hasta el neón (N), llenamos la capa 2p. El número máximo de electrones en las capas 2p es de 4l+2=4(2)+2=64l+2=4(2)+2=6. En el caso del neón (Ne), la capa 1s está llena con un electrón de espín ascendente y descendente (), y la capa 2p está llena con seis electrones ()). Esto "llena" las subcapas 1s, 2s y 2p, por lo que, al igual que el helio, el átomo de neón tiende a no compartir electrones con otros átomos.

El proceso de llenado de electrones se repite en la tercera fila. Sin embargo, a partir de la cuarta fila, el patrón se rompe. El orden real de llenado de electrones viene dado por

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s,...

Observe que las subcapas 3d, 4d, 4f y 5d (en negrita) se llenan fuera de orden; esto ocurre debido a las interacciones entre los electrones en el átomo, que hasta ahora hemos descuidado. Los metales de transición son elementos que se encuentran en la brecha entre las dos primeras columnas y las seis últimas y que contienen electrones que llenan la subcapa d (l=1l=1). Como era de esperar, estos átomos están dispuestos en las columnas 4l+2=4(2)+2=104l+2=4(2)+2=10. La estructura de la tabla periódica puede entenderse en términos de cuantización de la energía total (n), el momento angular orbital (l) y el espín(s). Las dos primeras columnas corresponden a las subcapas s (l=0(l=0), las siguientes seis columnas corresponden a la subcapa p (l=1l=1), y la brecha entre estas columnas corresponde a la subcapa d (l=2l=2).

La tabla periódica también ofrece información sobre el enlace molecular. Para ver esto, considere los átomos de la columna más a la izquierda (los llamados metales alcalinos, entre ellos: Li, Na y K). Estos átomos contienen un único electrón en la subcapa 2s, que se dona fácilmente a otros átomos. Por el contrario, los átomos de la segunda columna a la derecha (los halógenos, como Cl, F y Br) son relativamente mezquinos a la hora de compartir electrones. Estos átomos preferirían aceptar un electrón, ya que solo les falta un electrón para llenar la capa ("para ser nobles").

Por lo tanto, si un átomo de Na se coloca cerca de un átomo de Cl, el átomo de Na dona libremente su electrón 2s y el átomo de Cl lo acepta ávidamente. En el proceso, el átomo de Na (originalmente con carga neutra) se carga positivamente y el Cl (originalmente con carga neutra) se carga negativamente. Los átomos cargados se llaman iones. En este caso, los iones son Na+Na+ y ClCl, donde el superíndice indica la carga del ion. La atracción eléctrica (Coulomb) entre estos átomos forma una molécula de NaCl (sal). Un enlace químico entre dos iones se llama enlace iónico. Hay muchos tipos de enlaces químicos. Por ejemplo, en una molécula de oxígeno O2O2 los electrones se reparten por igual entre los átomos. La unión de los átomos de oxígeno es un ejemplo de enlace covalente.

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