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UNIDAD 5 TEORIA ATOMICA
Teoría atómica
Varios átomos y moléculas según John Dalton, en su libro A New System of Chemical Philosophy (Nuevo
Sistema de Filosofía Química, 1808).
En química y física, la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que está
compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos, en contraposición a la creencia antigua de que la
materia se podía dividir en cualquier cantidad arbitrariamente pequeña.
La teoría atómica comenzó hace miles de años como un concepto filosófico, y fue en el siglo XIX cuando
logró una extensa aceptación científica gracias a los descubrimientos en el campo de la estequiometría.
Los químicos de la época creían que las unidades básicas de los elementos también eran las partículas
fundamentales de la naturaleza y las llamaron átomos (de la palabra griega atomos, que significa
"indivisible"). Sin embargo, a finales de aquel siglo, y mediante diversos experimentos con el
electromagnetismo y la radiactividad, los físicos descubrieron que el denominado "átomo indivisible" era
realmente un conglomerado de diversas partículas subatómicas (principalmente electrones, protones y
neutrones), que pueden existir de manera separada. De hecho, en ciertos ambientes, como en las
estrellas de neutrones, la temperatura extrema y la elevada presión impide a los átomos existir como
tales. El campo de la ciencia que estudia las partículas fundamentales de la materia se denomina física de
partículas.
Atomismo filosófico
Hasta comienzos del siglo XIX, la teoría atómica era principalmente filosófica y no estaba fundada en la
experimentación científica. Las primeras teorías conocidas se desarrollaron en la Antigua India en el siglo
VI a. C. por filósofos hindúes y budistas. El primer filósofo que formuló ideas sobre el átomo de una
manera sistemática fue Kanada. Otro filósofo indio, Pakudha Katyayana, que también vivió en el siglo
VI a. C.
Demócrito y Leucipo, dos griegos del siglo VI a. C. Los griegos creían que todos los átomos estaban
hechos del mismo material pero tenían diferentes formas y tamaños, que eran los factores que
determinaban las propiedades físicas del material. Por ejemplo, ellos creían que los átomos de un líquido
eran lisos, lo que les permitiría deslizarse uno sobre otro.Según esta línea de pensamiento, el grafito y el
diamante estarían compuestos por dos tipos diferentes de átomos, si bien hoy sabemos que son dos
isómeros del carbono.
Durante el siglo XII (en plena Edad de Oro Islámica), los atomistas islámicos desarrollaron teorías
atómicas que eran una síntesis del atomismo griego y el indio. Desarrollaron y profundizaron en las
antiguas ideas griegas e indias y aportaron otras nuevas, como la posibilidad de que existiesen partículas
más pequeñas que un átomo. Al mismo tiempo que la influencia islámica empezaba a extenderse por
Europa, las ideas atómicas islámicas, junto con las griegas e indias, comenzaron a difundirse por toda
Europa a finales de la Edad Media.
Teoría atómica moderna
Nacimiento de la teoría atómica moderna
En los primeros años del siglo XIX, John Dalton desarrolló su teoría atómica, en la que proponía que cada
elemento químico estaba compuesto por átomos iguales y exclusivos, y que aunque eran indivisibles e
indestructibles, se podían asociar para formar estructuras más complejas (los compuestos químicos). Esta
teoría tuvo diversos precedentes.
El primero fue la ley de conservación de la masa, formulada por Antoine Lavoisier en 1789, que afirma
que la masa total en una reacción química permanece constante. Esta ley le sugirió a Dalton la idea de
que la materia era indestructible.
El segundo fue la ley de las proporciones definidas. Enunciada por el químico francés Joseph Louis
Proust en 1799, afirma que, en un compuesto, los elementos que lo conforman se combinan en
proporciones de masa definidas y características del compuesto.
Dalton estudió y amplió el trabajo de Proust para desarrollar la ley de las proporciones múltiples: cuando
dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos,
las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los
compuestos, están en relación de números enteros sencillos.
En 1803, Dalton publicó su primera lista de pesos atómicos relativos para cierta cantidad de sustancias.
Esto, unido a su rudimentario material, hizo que su tabla fuese muy poco precisa. Por ejemplo, creía que
los átomos de oxígeno eran 5,5 veces más pesados que los átomos de hidrógeno, porque en el agua
midió 5,5 gramos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno y creía que la fórmula del agua era HO (en
realidad, un átomo de oxígeno es 16 veces más pesado que un átomo de hidrógeno).
La ley de Avogadro le permitió deducir la naturaleza diatómica de numerosos gases, estudiando los
volúmenes en los que reaccionaban. Por ejemplo: el hecho de que dos litros de hidrógeno reaccionasen
con un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (a presión y temperatura constantes),
significaba que una única molécula de oxígeno se divide en dos para formar dos partículas de agua. De
esta forma, Avogadro podía calcular estimaciones más exactas de la masa atómica del oxígeno y de otros
elementos, y estableció la distinción entre moléculas y átomos.
En 1784, el botánico británico Robert Brown, observó que las partículas de polvo que flotaban en el agua
se movían al azar sin ninguna razón aparente. En 1905, Albert Einstein tenía la teoría de que este
movimiento browniano lo causaban las moléculas de agua que "bombardeaban" constantemente las
partículas, y desarrolló un modelo matemático hipotético para describirlo.El físico francés Jean Perrin
demostró experimentalmente este modelo en 1911, proporcionando además la validación a la teoría de
partículas (y por extensión, a la teoría atómica).
Descubrimiento de las partículas subatómicas
El tubo de rayos catódicos de Thomson, en el que observó la desviación de los rayos catódicos por un
campo eléctrico.
Hasta 1897, se creía que los átomos eran la división más pequeña de la materia, cuando J.J. Thomson
descubrió el electrón mediante su experimento con el tubo de rayos catódicos.1 El tubo de rayos catódicos
que usó Thomson era un recipiente cerrado de vidrio, en el cual los dos electrodos estaban separados por
un vacío. Cuando se aplica una diferencia de tensión a los electrodos, se generan rayos catódicos, que
crean un resplandor fosforescente cuando chocan con el extremo opuesto del tubo de cristal. Mediante la
experimentación, Thomson descubrió que los rayos se desviaban al aplicar un campo eléctrico (además
de desviarse con los campos magnéticos, cosa que ya se sabía). Afirmó que estos rayos, más que ondas,
estaban compuestos por partículas cargadas negativamente a las que llamó "corpúsculos" (más tarde,
otros científicos las rebautizarían como electrones).
Thomson creía que los corpúsculos surgían de los átomos del electrodo. De esta forma, estipuló que los
átomos eran divisibles, y que los corpúsculos eran sus componentes. Para explicar la carga neutra del
átomo, propuso que los corpúsculos se distribuían en estructuras anilladas dentro de una nube positiva
uniforme; éste era el modelo atómico de Thomson o "modelo del plum cake".2
Ya que se vio que los átomos eran realmente divisibles, los físicos inventaron más tarde el término
"partículas elementales" para designar a las partículas indivisibles.
Descubrimiento del núcleo
Experimento de la lámina de oro
Arriba: Resultados esperados: las partículas alfa pasan sin problemas por el modelo atómico de
Thomson.
Abajo: Resultados observados: una pequeña parte de las partículas se desvía, lo que revela la existencia
de un lugar en el átomo donde se concentra la carga positiva.
El modelo atómico de Thomson fue refutado en 1909 por uno de sus estudiantes, Ernest Rutherford, que
descubrió que la mayor parte de la masa y de la carga positiva de un átomo estaba concentrada en una
fracción muy pequeña de su volumen, que suponía que estaba en el mismo centro.
En su experimento, Hans Geiger y Ernest Marsden bombardearon partículas alfa a través de una fina
lámina de oro (que chocarían con una pantalla fluorescente que habían colocado rodeando la lámina).3
Dada la mínima masa de los electrones, la elevada masa y momento de las partículas alfa y la
distribución uniforme de la carga positiva del modelo de Thomson, estos científicos esperaban que todas
las partículas alfa atravesasen la lámina de oro sin desviarse, o por el contrario, que fuesen absorbidas.
Para su asombro, una pequeña fracción de las partículas alfa sufrió una fuerte desviación. Esto indujo a
Rutherford a proponer el modelo planetario del átomo, en el que los electrones orbitaban en el espacio
alrededor de un gran núcleo compacto, a semejanza de los planetas y el Sol.4
Descubrimiento de los isótopos
En 1913, Thomson canalizó una corriente de iones de neón a través de campos magnéticos y eléctricos,
hasta chocar con una placa fotográfica que había colocado al otro lado. Observó dos zonas
incandescentes en la placa, que revelaban dos trayectorias de desviación diferentes. Thomson concluyó
que esto era porque algunos de los iones de neón tenían diferentes masas; así fue como descubrió la
existencia de los isótopos.5
Descubrimiento de las partículas nucleares
En 1918, Rutherford logró partir el núcleo del átomo al bombardear gas nitrógeno con partículas alfa, y
observó que el gas emitía núcleos de hidrógeno. Rutherford concluyó que los núcleos de hidrógeno
procedían de los núcleos de los mismos átomos de nitrógeno.6 Más tarde descubrió que la carga positiva
de cualquier átomo equivalía siempre a un número entero de núcleos de hidrógeno. Esto, junto con el
hecho de que el hidrógeno —el elemento más ligero— tenía una masa atómica de 1, le llevó a afirmar que
los núcleos de hidrógeno eran partículas singulares, constituyentes básicos de todos los núcleos
atómicos: se había descubierto el protón. Un experimento posterior de Rutherford mostró que la masa
nuclear de la mayoría de los átomos superaba a la de los protones que tenía. Por tanto, postuló la
existencia de partículas sin carga, hasta entonces desconocidas, de donde provendría este exceso de
masa.
En 1928, Walther Bothe observó que el berilio emitía una radiación eléctricamente neutra cuando se le
bombardeaba con partículas alfa. En 1932, James Chadwick expuso diversos elementos a esta radiación
y dedujo que ésta estaba compuesta por partículas eléctricamente neutras con una masa similar la de un
protón.7 Chadwick llamó a estas partículas "neutrones".
Modelos cuánticos del átomo
El modelo planetario del átomo tenía sus defectos. En primer lugar, según la fórmula de Larmor del
electromagnetismo clásico, una carga eléctrica en aceleración emite ondas electromagnéticas, y una
carga en órbita iría perdiendo energía y describiría una espiral hasta acabar cayendo en el núcleo. Otro
fenómeno que el modelo no explicaba era por qué los átomos excitados sólo emiten luz con ciertos
espectros discretos.
El modelo de Bohr
La teoría cuántica revolucionó la física de comienzos del siglo XX, cuando Max Planck y Albert Einstein
postularon que se emite o absorbe una leve cantidad de energía en cantidades fijas llamadas cuantos. En
1913, Niels Bohr incorporó esta idea a su modelo atómico, en el que los electrones sólo podrían orbitar
alrededor del núcleo en órbitas circulares determinadas, con una energía y un momento angular fijos, y
siendo proporcionales las distancias del núcleo a los respectivos niveles de energía. 8 Según este modelo,
los átomos no podrían describir espirales hacia el núcleo porque no podrían perder energía de manera
continua; en cambio, sólo podrían realizar "saltos cuánticos" instantáneos entre los niveles fijos de
energía.9 Cuando esto ocurre, el átomo absorbe o emite luz a una frecuencia proporcional a la diferencia
de energía (y de ahí la absorción y emisión de luz en los espectros discretos). 9 Arnold Sommerfeld amplió
el átomo de Bohr en 1916 para incluir órbitas elípticas, utilizando una cuantificación de momento
generalizado.
El modelo de Bohr-Sommerfeld ad hoc era muy difícil de utilizar, pero a cambio hacía increíbles
predicciones de acuerdo con ciertas propiedades espectrales. Sin embargo, era incapaz de explicar los
átomos multielectrónicos, predecir la tasa de transición o describir las estructuras finas e hiperfinas.
En 1924, Louis de Broglie propuso que todos los objetos —particularmente las partículas subatómicas,
como los electrones— podían tener propiedades de ondas. Erwin Schrödinger, fascinado por esta idea,
investigó si el movimiento de un electrón en un átomo se podría explicar mejor como onda que como
partícula. La ecuación de Schrödinger, publicada en 1926,10 describe al electrón como una función de
onda en lugar de como una partícula, y predijo muchos de los fenómenos espectrales que el modelo de
Bohr no podía explicar. Aunque este concepto era matemáticamente correcto, era difícil de visualizar, y
tuvo sus detractores.11 Uno de sus críticos, Max Born, dijo que la función de onda de Schrödinger no
describía el electrón, pero sí a muchos de sus posibles estados, y de esta forma se podría usar para
calcular la probabilidad de encontrar un electrón en cualquier posición dada alrededor del núcleo. 12
En 1927, Werner Heisenberg indicó que, puesto que una función de onda está determinada por el tiempo
y la posición, es imposible obtener simultáneamente valores precisos tanto para la posición como para el
momento de la partícula para cualquier punto dado en el tiempo. 13 Este principio fue conocido como
principio de incertidumbre de Heisenberg.
Los cinco orbitales atómicos de un átomo de neón, separados y ordenados en orden creciente de energía.
En cada orbital caben como máximo dos electrones, que están la mayor parte del tiempo en las zonas
delimitadas por las "burbujas".
Este nuevo enfoque invalidaba por completo el modelo de Bohr, con sus órbitas circulares claramente
definidas. El modelo moderno del átomo describe las posiciones de los electrones en un átomo en
términos de probabilidades. Un electrón se puede encontrar potencialmente a cualquier distancia del
núcleo, pero —dependiendo de su nivel de energía— tiende a estar con más frecuencia en ciertas
regiones alrededor del núcleo que en otras; estas zonas son conocidas como orbitales atómicos.
Importancia
La importancia de esta teoría no puede ser exagerada. Se ha dicho (por ejemplo el premio Nobel Richard
Feynman) que la teoría atómica es la teoría más importante en la historia de la ciencia. Esto se debe a las
implicaciones que ha tenido, tanto para la ciencia básica como por las aplicaciones que se han derivado
de ella.
Toda la química y bioquímica modernas se basan en la teoría de que la materia está compuesta de
átomos de diferentes elementos, que no pueden transmutarse por métodos químicos. Por su parte, la
química ha permitido el desarrollo de la industria farmacéutica, petroquímica, de abonos, el desarrollo de
nuevos materiales, incluidos los semiconductores, y otros avances.
Unidad de masa atómica
Para otros usos del término UMA,.
Una unidad de masa atómica, cuyo símbolo es u (antiguamente era uma), equivale a una duodécima
(1/12) parte de la masa de un átomo de carbono-12.
Por ejemplo, cuando decimos que el Li tiene una masa de 6,94u queremos decir que un átomo de Li tiene
la misma masa que 6,94 veces la masa de 1/12 parte de un átomo de carbono-12.
1 g equivale a la masa 1 mol (NA) de u. Así pues, un mol de átomos de carbono-12 tendrían una masa de
12 g.
Las masas atómicas de los elementos químicos dadas en u son calculadas con la media ponderada de
las masas de los distintos isótopos de cada elemento.
Por ejemplo, la masa molecular del NO2 se calcularía de la siguiente forma:
Masa ponderada del átomo de N ≈ 14,00 u → 14·1=14 u
Masa ponderada del átomo de O ≈ 16,00 u → 16·2=32 u
Masa de una molécula de NO2 = 14 + 32 = 46 u
Entonces, na moléculas de NO2, los cuales componen un mol de moléculas de NO2, tendrían una masa de
46 g. Entonces la masa molecular del NO2 es 46 g/mol.
Erróneamente se tiende a utilizar el término peso atómico o molecular, pero el término correcto es masa.
El valor de 1u en gramos se obtiene dividiendo 12 gramos entre 12 por el número de Avogadro: 12 / (12 ·
6,022 141 99 · 1023)
De ésta forma averiguamos que:
1 u = 1,660 737 86 · 10-27 kg
CARGA ELECTRICA E IONIZACION.
Solución de sal común en agua, la sal se descompone en iones sodio y cloruro
Ion Amonio
Se define al ion o ión, del griego ión (ἰών), participio presente de ienai "ir", de ahí "el que va", como una
especie química, ya sea un átomo o una molécula, cargada eléctricamente. Esto se debe a que ha
ganado o perdido electrones de su dotación, originalmente neutra, fenómeno que se conoce como
ionización.
Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se conocen como aniones
(que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de
electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo).
"Anión" y "catión" significan:
Anión:"El que va hacia arriba". Tiene carga eléctrica negativa.
Catión:"El que va hacia abajo". Tiene carga eléctrica positiva.
"Ánodo" y "cátodo" son:
Ánodo:"El camino hacia arriba".
Cátodo:"El camino hacia abajo".
(odos: camino, vía).
Energía de Ionización
La energía necesaria para separar completamente el electrón más débilmente unido de la corteza
electrónica de un átomo en su estado fundamental, y de tal manera que en el electrón arrancado no
quede ninguna energía residual (ni potencial ni cinética) se denomina primera energía de ionización y el
potencial eléctrico equivalente (es decir, la energía dividida por la carga de un único electrón) se conoce
como el potencial de ionización. Estos términos también se emplean para describir la ionización de las
moléculas y los sólidos, pero los valores no son constantes debido a que la ionización puede estar
afectada por factores como: la temperatura, la química y la geometría superficial.
Las unidades del sistema internacional, (SI) para la energía de ionización son los J/mol, aunque se usan
con más frecuencia los KJ/mol, cuando se refiere a cantidades molares y eV (electrón-voltio) cuando se
refiere a átomos individuales.
Clases de iones
Aniones
En los iones negativos, aniones, cada electrón, del átomo originalmente neutro, está fuertemente retenido
por la carga positiva del núcleo. Al contrario que los otros electrones del átomo, en los iones negativos, el
electrón adicional no está vinculado al núcleo por fuerzas de Coulomb, lo está por la polarización del
átomo neutro. Debido al corto rango de esta interacción, los iones negativos no presentan series de
Rydberg,1 pero sólo unos pocos, de los que hay, son estados excitados asociados.
Cationes
Iones positivos. Son especialmente frecuentes e importantes los que forman la mayor parte de los
metales.
Otros iones

Dianión: un dianión es una especie que tiene dos cargas negativas sobre ella. Por ejemplo: el
dianión del pentaleno es aromático.

Zwitterion: Un Zwitterion es un ion con una carga neta igual a cero pero que presenta dos
cargas aisladas sobre la misma especie, una positiva y otra negativa.

Radicales iónicos: Son iones que contienen un número irregular de electrones y presentan una
fuerte inestabilidad y reactividad.
Radical Cumeno
Plasma
Se denomina así a un fluido gaseoso de iones. Incluso, se puede hablar de plasma en muestras de gas
corriente que contengan una proporción apreciable de partículas cargadas. Se puede considerar a un
plasma como un nuevo estado de la materia, (a parte de los estados sólido, líquido y gaseoso),
concretamente el cuarto estado de la materia, puesto que sus propiedades son muy distintas a los
estados usuales. Los plasmas de los cuerpos estelares contienen, de manera predominante, una mezcla
de electrones y protones, estimándose que su proporción es del 99,9% del universo visible. 2
Algunas aplicaciones de los iones
Los iones son esenciales para la vida. Los iones sodio, potasio, calcio y otros, juegan un papel esencial
en la biología celular de los organismos vivos, en particular en las membranas celulares. Hay multitud de
aplicaciones basadas en el uso de iones y cada día se descubren más. Desde detectores de humo a
motores iónicos. Los iones inorgánicos disueltos son un componente de los sólidos (sólidos totales
disueltos) presentes en el agua e indican la calidad de esta.
Iones frecuentes
Cationes Frecuentes
Aniones Frecuentes
Nombre Común Fórmula Nombre Tradicional Nombre Formal
Cationes Simples
Fórmula Nombre Alternativo
Aniones simples
Aluminio
Al3+
Aluminio
Arseniuro
As3−
Bario
Ba2+
Bario
Azida
N3−
Berilio
Be2+
Berilio
Bromuro
Br−
Cesio
Cs+
Cesio
Cloruro
Cl−
Calcio
Ca2+
Calcio
Fluoruro
F−
Cromo(II)
Cr2+
Cromoso
Hidruro
H−
Cromo(III)
Cr3+
Crómico
Yoduro
I−
Cromo(VI)
Cr6+
Cromato
Nitruro
N3−
Cobalto(II)
Co2+
Cobaltoso
Óxido
O2−
Cobalto(III)
Co3+
Cobáltico
Fosfuro
P3−
Cobre(I)
Cu+
Cuproso
Sulfuro
S2−
Cobre(II)
Cu2+
Cúprico
Peróxido
O22−
Galio
Ga3+
Galio
Helio
He2+
(partícula α)
Arseniato
AsO43−
Hidrógeno
H+
(Protón)
Arsenito
AsO33−
Hierro(II)
Fe2+
Ferroso
Borato
BO33−
Hierro(III)
Fe3+
Férrico
Bromato
BrO3−
Plomo(II)
Pb2+
Plumboso
Hipobromito
BrO−
Plomo(IV)
Pb4+
Plúmbico
Carbonato
CO32−
Litio
Li+
Litio
Hidrógeno Carbonato HCO3−
Magnesio
Mg2+
Magnesio
Clorato
ClO3−
Manganeso(II)
Mn2+
Hipomanganoso
Perclorato
ClO4−
Manganeso(III)
Mn3+
Manganoso
Clorito
ClO2−
Manganeso(IV)
Mn4+
Mangánico
Hipoclorito
ClO−
Oxoaniones
Bicarbonato
Manganeso(VII) Mn7+
Permangánico
Cromato
CrO42−
Mercurio(II)
Hg2+
Mercúrico
Dicromato
Cr2O72−
Niquel(II)
Ni2+
Niqueloso
Yodato
IO3−
Niquel(III)
Ni3+
Niquélico
Nitrato
NO3−
Potasio
K+
Potasio
Nitrito
NO2−
Plata
Ag+
Plata
Fosfato
PO43−
Sodio
Na+
Sodio
Hidrógeno Fosfato
HPO42−
Estroncio
Sr2+
Estroncio
Dihidrógeno Fosfato
H2PO4−
Estaño(II)
Sn2+
Estannoso
Permanganato
MnO4−
Estaño(IV)
Sn4+
Estánico
Fosfito
PO33−
Zinc
Zn2+
Zinc
Sulfato
SO42−
Tiosulfato
S2O32−
Cationes Poliatómicos
Amonio
NH4+
Hidrógeno Sulfato
HSO4−
Hidronio
H3O+
Sulfito
SO32−
Nitronio
NO2+
Hidrógeno Sulfito
HSO3−
Mercurio(I)
Hg22+
Bisulfato
Bisulfito
Aniones de Ácidos Orgánicos
Mercurioso
Acetato
C2H3O2−
Formiato
HCO2−
Oxalato
C2O42−
Hidrógeno Oxalato
HC2O4−
Bioxalato
Otros Aniones
Hidrógeno Sulfuro
HS−
Teleruro
Te2−
Amiduro
NH2−
Cianato
OCN−
Tiocianato
SCN−
Cianuro
CN−
Hidróxido
OH−
Bisulfuro
Notas
1.
↑ Un átomo de Rydberg es un átomo excitado con uno o más electrones que tienen un número
cuántico principal muy elevado. Estos átomos tienen una serie de propiedades peculiares
incluyendo una respuesta exagerada a los campos eléctricos y magnéticos, periodos de
decaimiento bastante largos y la función de ondas del electrón se puede aproximar, bajo ciertas
condiciones, a una órbita clásica alrededor del núcleo.
Tabla Periódica Moderna
La tabla periódica moderna está relacionada con la configuración electrónica de los átomos. En ella se
encuentran todos los elementos químicos conocidos, tanto los 92 que se encontraron en la Naturaleza
como los que se obtuvieron en el laboratorio por medio de reacciones nucleares.
Los elementos están ordenados por su número atómico creciente, de izquierda a derecha. Comienza
por el 1H, sigue con el 2He, 3Li, 4Be, 5B, 6C, 7N, 80, etcétera.
A cada elemento le corresponde un casillero, donde figuran el correspondiente símbolo y otros datos,
tales como el número atómico, la masa atómica, la distribución de los electrones, etcétera.
Las filas horizontales se denominan períodos y las columnas verticales reciben el nombre de grupos.
Períodos
En total existen siete períodos, numerados del 1 al 7 de arriba hacia abajo.

En el primer período sólo hay dos elementos: Hidrógeno y Helio. Sus átomos tienen un solo nivel
de energía y sus configuraciones electrónicas son l y 2, respectivamente.
Período 1 = una órbita = 2 elementos

En el segundo período hay ocho elementos: Li, Be, B, C, N. O, F y Ne. Todos ellos tienen
completo su primer nivel (2) y van completando el segundo nivel del siguiente modo: Li = 2-1, Be
= 2-2, B = 2-3, C = 2-4, N = 2-5, 0 = 2-6, F = 2-7, Ne = 2-8.
Periodo 2 = dos órbitas = 8 elementos

En el tercer periodo también hay ocho elementos: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar. Presentan sus
dos primeras órbitas completas (2-8) y los electrones van llenando la tercera órbita. El último
elemento es el Ar cuya configuración electrónica es 2-8-8.
Período 3 = tres órbitas = 8 elementos

El cuarto período es más largo, está formado por dieciocho elementos.
Período 4 = cuatro órbitas = 18 elementos

El quinto período es análogo al anterior y también cuenta con dieciocho elementos.
Período 5 = cinco órbitas = 18 elementos

El sexto período es el más largo de todos, pues tiene 32 elementos.
Período 6 = seis órbitas = 32 elementos

El período séptimo es análogo al sexto aunque no se ha producido la cantidad necesaria de
elementos para completarlo.
Período 7 = siete órbitas = ? elementos
El número del período indica la cantidad de niveles energéticos (órbitas) que tienen los átomos de los
elementos que se ubican en dicho período. Así, el H y el He que están en el período 1 tienen una sola
órbita; el Li al estar en el período 2 cuenta con dos órbitas, etcétera.
Grupos
Hay en total 18 grupos, numerados del 1 al 18 de izquierda a derecha.

Todos los elementos de un mismo grupo presentan igual configuración electrónica externa. Por
ejemplo, todos los elementos del grupo 1 tienen 1 e" en su última órbita.

Los elementos ubicados en un mismo grupo tienen propiedades químicas similares y sus
propiedades físicas están relacionadas.

En el grupo 18 se encuentran los gases inertes (He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn), también conocidos
como gases raros o nobles, que se caracterizan por su inactividad química.

A los elementos ubicados en el grupo 1 se los suele denominar metales alcalinos, con excepción
del hidrógeno. Los elementos del grupo 17, reciben también el nombre de halógenos.
El número del grupo (para los elementos representativos) indica:

Para los elementos de los grupos 1 y 2, la cantidad de electrones en su última órbita.

Para los elementos de los grupos 13 al 17, ocurre lo mismo que los anteriores pero con la
segunda cifra del número. Por ejemplo, los del grupo 13 tienen 3 electrones en su última órbita,
los del 14 tienen 4, y así sucesivamente.
Observaciones generales

Al hidrógeno no se lo ha encontrado una ubicación satisfactoria, pues por su estructura
electrónica le corresponde el grupo 1, pero sus propiedades se asemejan más al grupo 17.

Los metales se encuentran a la izquierda de la tabla. El primer elemento de cada periodo (Li, Na,
K, etc.) presenta carácter metálico muy evidente, el cual disminuye a medida que se avanza
horizontalmente hacia la derecha, mientras se van manifestando las características propias de
los no metales. Los elementos del grupo 17 son francamente no metales.

Una línea quebrada que pasa entre el boro y el aluminio y desciende hasta el polonio y el astato
señala la separación entre metales y no metales. Esta separación no debe ser considerada como
un limite absoluto entre metales y no metales: cerca de este límite arbitrario, hay elementos que
presentan características tanto de los metales como de los no metales, y por ello a veces reciben
el nombre de metaloides (Al, Si, Ge, As, etc.)
Tabla I: En ROJO se muestran los METALES, en VERDE los NO METALES y en AMARILLO los
GASES INERTES

A partir de su ubicación en la tabla, se puede deducir la estructura atómica del elemento.

Los elementos situados después del uranio, reciben el nombre de transuránidos. Estos
elementos no existen en la Naturaleza y han sido obtenidos artificialmente por reacciones
nucleares.
Clasificación de los elementos según su configuración electrónica
Sobre la base de su configuración electrónica, los elementos químicos se pueden clasificar en cuatro
grupos:
Gases inertes: presentan su órbita electrónica externa completa con ocho electrones, con excepción
del He, que tiene dos electrones. Ocupan el grupo 18 de la Tabla Periódica.
Elementos representativos: son aquellos que tienen su órbita externa incompleta. Comprende a los
elementos que ocupan los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 de la Tabla Periódica.
Elementos de transición: se caracterizan por presentar su dos últimas órbitas incompletas.
Corresponden a esta clase los elementos de los grupos 3 al 12 de la Tabla.
Elementos de transición interna: son los que presentan sus tres últimas órbitas incompletas.
Constituyen las denominadas tierras raras (lantánidos y actínidos) ubicadas generalmente al pie de la
Tabla.
Tabla II: En VERDE se muestran los ELEMENTOS REPRESENTATIVOS, en AMARILLO los
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN, en AZUL los GASES INERTES y en ROJO los ELEMENTOS DE
TRANSICIÓN INTERNA
Propiedades periódicas
En la Tabla Periódica, donde los elementos están ordenados por sus números atómicos (Z) crecientes, se
observa una repetición periódica de las propiedades. Algunas de las propiedades en las que se muestra
dicha periodicidad son el radio atómico, el radio iónico, el potencial de ionización y la afinidad electrónica.
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El radio atómico es la distancia existente entre el centro del núcleo y la órbita electrónica externa del
átomo.
Al comparar los radios atómicos de los elementos en la Tabla Periódica se observa:
a) En un mismo período de la Tabla Periódica el radio atómico disminuye de izquierda a derecha.
Así, en el segundo período se tiene:
Z
3
4
5
6
7
8
9
Elemento
Li
Be
B
C
N
O
F
1,52
1,11
0,88
0,77
0,70
0,66
0,64
Radio atómico (A)
El modo como varía el radio atómico se atribuye al aumento de la carga nuclear que, en este período, va
de +3 en el Li a +9 en el F. Al ser mayor la carga nuclear, los electrones que están en la misma órbita son
atraídos con mayor intensidad por el núcleo y entonces el radio disminuye.
Los gases inertes constituyen una excepción a este comportamiento, pues al tener un número mayor de
electrones en su última órbita, la repulsión eléctrica que se establece entre ellos produce un incremento
del radio atómico. Así, el 10Ne, que completa el segundo período, tiene un radio atómico de 1,12 A.
b) En un mismo grupo de la Tabla Periódica, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo.
En el caso del grupo 1 se observa:
Período
1
2
3
4
5
6
7
Z
1
3
11
19
37
55
87
Elemento
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
0,30
1,52
1,86
2,31
2,44
2,62
2,70
Radio atómico (A)
El incremento del radio atómico es consecuencia del aumento del número de órbitas. Si bien la carga
nuclear aumenta de +l en el H a+87 en el Fr, las capas electrónicas producen un "efecto pantalla" que
reduce la atracción que ejerce sobre los electrones el núcleo positivo.
La variación del radio atómico de los elementos en la Tabla Periódica puede esquematizarse así:
Se entiende por radio iónico a la distancia entre el centro del núcleo y la órbita electrónica externa del ion.
Cuando un átomo neutro cede electrones, transformándose en catión, su radio disminuye. Así en el caso
del átomo de sodio, cuyo radio es de 1,86 A, al convertirse en catión reduce su radio a 0,95 A.
Por el contrario, si un átomo gana electrones, completando su última órbita con ocho electrones, se
transforma en anión y su radio aumenta. Esto se explica por la repulsión eléctrica entre los electrones, de
modo similar a lo antes señalado para los gases inertes. En el flúor, por ejemplo, el radio atómico es de
0,64, mientras que el radio iónico de su anión aumenta a 1,36 A.
Cuando a un átomo neutro se le quita un electrón se ioniza, transformándose en un catión. Así, si a un
átomo de litio se le arrebata un electrón se convierte en un catión de litio con una carga positiva, lo cual
puede expresarse de este modo:
El proceso para arrancar un electrón requiere cierta cantidad de energía que se denomina potencial de
ionización y que se puede definir así:
Potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de la capa externa de un átomo
aislado.
Para expresar el potencial de ionización se suele utilizar una unidad muy pequeña, denominada electrónvolt, que es equivalente a 1,6.10-9 joule.
Así, en el caso del litio, se necesita una energía de 5,4 electrón-volt para quitarle un electrón.
El potencial de ionización también resulta ser una función periódica del número atómico, observándose lo
siguiente:
a) En general, dentro de cada período de la Tabla Periódica, el potencial de ionización aumenta de
izquierda a derecha.
En el caso del 2° período se observa:
Z
3
4
5
6
7
8
9
10
Elemento
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
5,4
9,3
8,3
11,3
14,5
13,6
17,4
21,6
Pot. De ionización
(eV)
Los metales tienen un potencial de oxidación inferior a los no metales.
El incremento que se observa en el potencial de ionización se relaciona con el aumento del número
atómico, o sea, de la carga nuclear positiva que atrae más a los electrones negativos.
b) En un mismo grupo de la Tabla Periódica, el potencial de ionización disminuye de arriba hacia abajo.
Así, en el Grupo 1, se observa:
Z
3
11
19
37
55
Elemento
Li
Na
K
Rb
Cs
Período
2
3
4
5
6
5,4
5,1
4,3
4,2
3,9
Pot. De ionización
(eV)
Al aumentar el número atómico se incrementa el número de órbitas y, por lo tanto, se reduce la atracción
entre el núcleo y los electrones externos.
Como se observa, el potencial de ionización varía de modo inverso a como lo hace el radio atómico.
En forma esquemática se puede expresar la variación del potencial de ionización en la Tabla Periódica de
la siguiente forma:
En las propiedades químicas de los elementos, ejerce una considerable influencia la tendencia de un
átomo neutro a capturar electrones para transformarse en anión. Esta cualidad se mide por la
denominada afinidad electrónica, que puede definirse así:
Energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón.
Esta afinidad se mide en electrón-volt (eV).
Los no metales, en particular los del grupo 17, tienen una gran afinidad electrónica. A modo de ejemplo se
pueden señalar los siguientes valores en eV: Flúor 3,6, Cloro 3,75, Bromo 3,53, Yodo 3,2, Oxígeno 2,2.
En general, la afinidad electrónica varia en la Tabla Periódica de modo análogo al potencial de ionización.
CONFIGURACION ELECTRONICA.
En Química, la configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un
átomo. Como los electrones son fermiones están sujetos al principio de exclusión de Pauli, que dice que
dos fermiones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que
un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecanocuántico
diferente.
En el átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón (los estados que son función
propia de la ecuación de Schrödinger HΨ = EΨ en donde H es el hamiltoniano) se denominan orbitales,
por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados tienen
cuatro números cuánticos: n, l, m y s, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauli quiere decir que no
puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.
Los más importantes de estos son el n y el l.
Valores de los números cuánticos
El primer número cuántico ¨n¨(llamado a veces número cuántico principal) corresponde a los diferentes
niveles de energía permitidos o niveles cuánticos; los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene
el nivel de menor energía. En algunos casos (por ejemplo en espectroscopia de rayos X) también se
denotan como K, L, M, N,... El segundo número cuántico l corresponde al momento angular del estado.
Estos estados tienen la forma de armónicos esféricos, y por lo tanto se describen usando polinomios de
Legendre. A estos subniveles, por razones históricas, se les asigna una letra, y hacen referencia al tipo de
orbital (s, p, d, f).
Los valores que puede tomar l son: 0, 1,2,..., (n-1), siendo n el número cuántico principal. El tercer número
cuántico, m, puede tomar los valores desde -l a l, y por lo tanto hay un total de 2l+1 estados posibles.
Cada uno de estos puede ser ocupado por dos electrones con espines opuestos, lo que viene dado por el
número cuánticos (spin), que puede valer +1/2 o -1/2. Esto da un total de 2(2l+1) electrones en total (tal
como se puede ver en la tabla anterior). En resumen, estos son los valores que pueden tomar los
números cuánticos cuando entran en función:
Valor de l
Letra
Máximo número
de electrones
0
s
2
1
p
6
2
d
10
3
f
14
Número cuántico Valores posibles
n
1, 2, 3,...
l
0,..., (n-1)
m
-l,..., 0,...,+l (2l+1)
s
-1/2, +1/2
Bloques de la tabla periódica
Las propiedades químicas de un átomo dependen mucho de cómo están ordenados los electrones en los
orbitales de más energía (a veces llamados de valencia), aparte de otros factores como el radio atómico,
la masa atómica, o la accesibilidad de otros estados electrónicos.
Conforme se baja en un grupo de elementos, desde el más ligero al más pesado, los electrones más
externos, en niveles del carbono y el plomo tienen cuatro electrones en sus orbitales más externos.
Debido a la importancia de los niveles energéticos más exteriores, las distintas regiones de la tabla
periódica se dividen en bloques, llamándolas según el último nivel ocupado: bloque s, bloque p, bloque d
y bloque f, tal como se ve en el diagrama.
Regla de exclusión de Pauli
Esta regla nos dice que en un orbital o spin solo lo puede ocupar un electrón es en este caso en donde
sale lo de los valores del spin o giro de los electrones en el que son +1/2, - 1/2. También de que en una
orientación deben de caber dos electrones excepto cuando el número de electrones se han acabado por
lo cual el orden que deben de seguir este ordenamiento es primero los de espin positivo (+1/2) y luego los
negativos, esto es en cada nivel.
Regla del octeto
Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos electrones, uno
de spin +1/2 y otro de spin -1/2) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene configuración electrónica 1s², 2s², 2p4,
debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con la cual los niveles 1 y 2 estarían llenos. Recordemos que
la Regla del octeto, justamente establece que el nivel electrónico se completa con 8 electrones, excepto el
Hidrógeno, que se completa con 2 electrones. Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2
electrones que le faltan, por esto se combina con 2 átomos de hidrógenos (en el caso del agua, por
ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del oxígeno) y otorga a dicho átomo 1 electrón
cada uno. De este modo, cada hidrógeno completó el nivel 1 y el oxígeno completó el nivel 2.
En química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la
probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 90%. Ejemplo de ello: 10Ne: 1s2, 2s2, 2p6
regla del octeto: 11Na:(Ne)10, 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
Distribución electrónica
Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. La configuración electrónica
de los elementos se rige según el diagrama de Moeller:
1s/ 2s 2p/ 3s 3p/ 4s 3d 4p/ 5s 4d 5p/ 6s 4f 5d 6p/ 7s 5f 6d 7p
Ahora ya podemos utilizar el orden de energías de los orbitales para describir la estructura electrónica de
los átomos de los elementos. Un subnivel s puede acomodarse 1 o 2 electrones. El subnivel p, puede
acomodarse 1 a 6 electrones; el subnivel d de 1 a 10 electrones y el subnivel f de 1 a 14 electrones.
Ahora es posible describir la estructura electrónica de los átomos estableciendo el subnivel o distribución
orbital de los electrones. Los electrones se colocan, primero, en los subniveles de menor energía, y
cuando estos están completamente ocupados, se usa el siguiente subnivel de energía más alto. El único
electrón del átomo de hidrogeno se localiza en el subnivel S del primer nivel de energía. Un método
abreviado para indicar la configuración electrónica es:
A esto se le llama notación de orbitales o subniveles e indica que hay electrón en el subnivel s del primer
nivel de energía. El núcleo de electrones en el subnivel se indica con el superíndice a la derecha del
subnivel. Los 2 electrones del helio se encuentran en la posición de energía más baja, esto es, el subnivel
s del primer nivel de energía.
Para determinar la configuración electrónica de un elemento, solo hay que decidir cuantos electrones hay
que acomodar y entonces distribuirlos en los subniveles empezando con los de menor energía e ir
llenando hasta que todos los electrones estén distribuidos. Un elemento con número atómico más grande
tiene un electrón más que el elemento que lo precede. El subnivel de energía aumenta de esta manera:

Subnivel S, P, D ó F: Aumenta el nivel de energía.
Sin embargo, existen excepciones como ocurre en los elementos de transición al ubicarnos en los grupos
del cromo y del cobre, en los que se promueve el electrón dando así una configuración fuera de lo común.