Escobar química general

QUIMICA GENERAL Unidades
Ing. Luis Escobar C.
4
CAPITULO 1
UNIDADES
1. GENERALIDADES:
En Química, las propiedades se describen como cantidades que se pueden medir y expresar
como productos de números y unidades.
Antes de analizar las diferentes magnitudes y unidades utilizadas en Química, es necesario
conocer y diferenciar dos términos que son utilizados muy frecuentemente en esta
asignatura y que vale la pena hacer una aclaración.
Materia se define como que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. MASA es la cantidad
de materia de una muestra en particular de ella. La masa de un cuerpo es constante y no
cambia, no importa el sitio donde se mida. El PESO de un cuerpo sin embargo, es la fuerza
gravitacional de atracción entre la masa del cuerpo y la masa del planeta en el cual éste es
pesado. Así, el peso de un cuerpo varía, dependiendo de donde es pesado, mientras que la
masa no.
Desafortunadamente los términos MASA y PESO son utilizados en forma intercambiada;
sin embargo, usted debe entender su diferencia.
2. MAGNITUDES FUNDAMENTALES:
Las magnitudes fundamentales más importantes utilizadas en Química son: longitud, masa,
tiempo, cantidad de sustancia, temperatura y corriente eléctrica. Cada una de estas
magnitudes tiene su propia unidad irreductible.
MAGNITUDES DERIVADAS:
Las magnitudes derivadas son magnitudes físicas obtenidas de combinaciones de las
fundamentales. Por ejemplo, el volumen es una magnitud derivada.
3. UNIDADES:
a) SISTEMAS DE UNIDADES:
En Química, normalmente, se usan dos sistemas de unidades. El CGS (centímetro-gramo-
segundo), cuya unidad básica de longitud es el centímetro (cm), de masa el gramo (g) y la
del tiempo el segundo (s); y el SI (Sistema Internacional de Unidades), en donde la unidad
básica de longitud es el metro (m), la masa el kilogramo (kg) y la del tiempo es el segundo
(s). Ambos sistemas definen unidades básicas individuales para cada magnitud
fundamental.
b) PREFIJOS DE LAS UNIDADES:
En ambos sistemas se usan prefijos para designar múltiplos decimales o fracciones
decimales de las unidades básicas. Los prefijos comunes son:

5
MULTIPLO PREFIJO ABREVIATURA
10 (1x101
)
100 (1x102
)
1000 (1x103
)
1000000 (1x106
)
1000000000 (1x109
)
Deca
Hecto
Kilo
Mega
Giga
Da
h
k
M
G
FRACCION PREFIJO ABREVIATURA
0,1 (1x10–1
)
0,01 (1x10–2
)
0,001 (1x10–3
)
0,000001 (1x10–6
)
0,000000001 (1x10–9
)
Deci
Centi
Mili
Micro
Nano
d
c
m

N
c) UNIDADES DERIVADAS:
Las magnitudes físicas derivadas se miden en unidades derivadas. Aunque las unidades que
se usan para medir magnitudes físicas derivadas provienen realmente de las unidades
básicas, a menudo se les dan nombres especiales para mayor conveniencia.
Por ejemplo, el VOLUMEN es una magnitud derivada, a la que se le asigna una unidad
especial el LITRO, en el SI, el litro es igual a 1000 centímetros cúbicos (cm3
).
La FUERZA y la ENERGIA son también magnitudes derivadas, la unidad derivada de la
energía es el ERGIO (CGS) y el JOULE (SI). A continuación presentamos algunas
unidades derivadas de fuerza y energía en los dos sistemas y la relación que hay entre ellas:
UNIDAD FUERZA ENERGIA
Nombre de la unidad SI
- Abreviatura
- Unidades Básicas
Newton
N
kg.m.s–2
Joule
J
kg.m2
.s–2
Nombre de la unidad CGS
- Unidades Básicas
Dina
g.cm.s–2
Ergio
g.cm2
.s–2
Factores de conversión 1N = 1x105
Dinas
1Dina = 1x10–5
N
1J = 1x107
Ergios
1Ergio = 1x10–7
J
d) CONVERSION DE UNIDADES:
Hay otras relaciones útiles entre CGS, SI y otras unidades que es importante conocer;
algunas se pueden deducir por los prefijos y otras hay que aprenderlas de memoria o
buscarlas en los libros, en la siguiente tabla se tienen estos factores de conversión:

6
UNIDAD FACTOR
LONGUITUD
MASA
VOLUMEN
PRESION
TEMPERATURA
1 m = 100 cm, 1 Angstrom (Å) =1x10–8
cm
1 kg = 1000 g
1 m3
= 1000 litros
1 atm = 760 torr = 101325 Pa
°K = °C + 273; °C = 5/9(°F – 32); °R = °F + 460
La DENSIDAD de una sustancia se define como la masa de una sustancia que ocupa la
unidad de volumen:
)
V
(
Volumen
)
m
(
Masa
)
d
(
Densidad 
En el Sistema Métrico Decimal, la densidad de los sólidos y líquidos se miden en g/cm3
o
g/ml; y la de los gases en g/litro. En el sistema SI, la densidad se expresa como kg/m3
.
Para la mayoría de las sustancias la densidad se mide a 20°C, la cual se considera como la
temperatura ambiente. Para el agua sin embargo se expresa a 4°C, por ser la temperatura a
la cual el agua tiene una densidad exacta de 1,00 g/ml.
La GRAVEDAD ESPECIFICA (peso específico) de una sustancia de la densidad relativa de
una sustancia comparada con una estándar. En general para los líquidos se toma el agua a
4°C como el estándar y por lo tanto la gravedad específica expresa la densidad de una
sustancia comparada con la del agua. Lo anterior se expresa así:
C
4
a
agua
del
Densidad
cia
tan
sus
la
de
Densidad
)
Específico
Peso
(
Específica
Gravedad


El peso específico también se puede calcular utilizando la siguiente ecuación:
C
4
a
agua
de
volumen
un
de
)
Peso
(
Masa
líquido
o
sólido
un
de
)
Peso
(
Masa
Específico
Peso


La gravedad específica no tiene unidades, es simplemente la relación de dos densidades.
Para determinar la densidad de una sustancia a partir de la gravedad específica basta
multiplicar la gravedad específica por la densidad del agua como sustancia de referencia.
Puesto que el agua tiene una densidad de 1,00 g/ml, la densidad y la gravedad específica
son numéricamente iguales si se han utilizado las unidades g/ml.
e) NOTACION CIENTIFICA:
La Notación Científica es un método para expresar números grandes o pequeños como
factores de las potencias de 10.

7
Se pueden usar exponentes de 10 para hacer que la expresión de las mediciones científicas
sea más compacta, más fácil de entender y más sencilla de manejar.
Para expresar números en notación científica, se utiliza la siguiente expresión:
Donde, a es un número decimal entre 1 y 10 (sin ser igual a 10) y b es un entero positivo,
negativo o cero. Por ejemplo:
m
10
x
3
,
1
m
0000000013
,
0 9


g
-
at
átomos
10
x
022
,
6
g
-
at
átomos
0000
0000000000
6022000000 23

f) CIFRAS SIGNIFICATIVAS:
La exactitud de una medición depende de la cantidad del instrumento de medición y del
cuidado que se tenga al medir. Cuando se da una medida, se expresa con el número de
CIFRAS SIGNIFICATIVAS que mejor represente su propia exactitud y la del instrumento
empleado.
La exactitud en los cálculos químicos difiere de la exactitud matemática.
g) APROXIMACION:
Las reglas para realizar aproximaciones son sencillas, si el dígito que sigue al último que se
va a expresar es:
4 o menos, éste se descarta
5 o más, se aumenta en uno el último dígito
PROBLEMAS RESUELTOS:
1. Una barra uniforme de acero tiene una longitud de 16 pulgadas y pesa 6,25 libras.
Determinar el peso de la barra en gramos por centímetro de longitud.
cm
6
,
40
lg
pu
1
cm
54
,
2
lg
pu
16
Longuitud 


g
5
,
2837
lb
1
g
454
lb
25
,
6
Peso 


b
10
x
a

8
cm
g
89
,
69
cm
6
,
40
g
5
,
2837
Longitud
Peso


2. El peso específico de la fundición de Hierro es 7,20. Calcular su densidad: a) en gramos
por cm3
, y b) en libras por pie3
.
Aplicamos la siguiente ecuación para realizar el cálculo correspondiente:
C
4
a
agua
del
Densidad
cia
tan
sus
la
de
Densidad
Específico
Peso


Como la densidad del agua a 4°C es 1
ml
g
, entonces:
a) 3
3
cm
g
20
,
7
)
cm
g
1
)(
20
,
7
(
)
Fe
(
d 

b) 3
3
3
3
3
pie
lb
08
,
449
pie
1
cm
)
48
,
30
(
g
454
lb
1
cm
g
20
,
7
)
Fe
(
d 



3. El ácido de baterías tiene un peso específico de 1,285 y contiene 38% en peso de
H2SO4. Cuántos gramos de H2SO4 contendrá un litro de ácido de batería.
Determinamos la densidad de la solución, en base al peso específico:
285
,
1
pe  
ml
g
285
,
1
)
ácido
(
d 
Establecemos las siguientes operaciones:
bateria
ácido
g
1285
solución
ml
1000
solución
ml
1
bateria
ácido
g
285
,
1


puro
SO
H
g
30
,
488
bateria
ácido
g
100
puro
SO
H
g
38
bateria
ácido
g
1285 4
2
4
2


4. Convertir 40 °C y –5 °C a la escala Fahrenheit.
)
32
F
(
9
5
C 


  32
C
5
9
F 




9
a) 



 104
32
)
40
(
5
9
F
b) 




 23
32
)
5
(
5
9
F
5. Convertir 220 °K y 498 °K a la escala Centígrada.
273
K
C
273
C
K 








a) 




 53
273
220
C
b) 



 255
273
498
C
6. Expresar –22 °F en grados Centígrados y en grados Kelvin.
)
32
F
(
9
5
C 


    





 30
32
)
22
(
9
5
C
273
C
K 


  




 243
273
30
K
PROBLEMAS PROPUESTOS:
1. Una lámina de oro (peso específico, 19,3) que pesa 1,93 mg puede ser laminada
nuevamente hasta una película transparente que cubre un área de 14,5 cm2
. A) Cuál es
el volumen de 1,93 mg de oro, b) Cuál es el espesor de la película en Angstroms. Resp.
a) 1x10–4 cm3, b) 690 Å
2. Un hombre medio necesita unos 2,00 mg de vitamina B2 por día. Cuántas libras de
queso necesitaría comer un hombre por día si ésta fuera su única fuente de suministro
de vitamina B2 y si este queso tuviese 5,5x10–6
gramos de vitamina por cada gramo.
Resp. 0,80 lb/día
3. Un catalizador poroso para reacciones químicas tiene un área superficial interna de 800
m2
/cm3
de material. El 50% del volumen total son poros (orificios), mientras que el otro
50% del volumen está formado por la sustancia sólida. Suponer que todos los poros son
tubos cilíndricos con un diámetro d y una longitud l. Determinar el diámetro de cada
poro. Resp. 25Å
4. Un recipiente de vidrio pesa vacío 20,2376 g y 20,3102 g lleno de agua a 4°C hasta una
cierta marca. El mismo recipiente se seca y se llena hasta la misma marca con una
solución a 4°C. Ahora el peso es de 20,3300 g. Cuál es la densidad de la solución.
Resp. 1,273 g/ml

10
5. El contenido medio de Bromo en el agua del mar es de 65 partes por millón (ppm).
Suponiendo una recuperación del 100%. Cuántos galones de agua marina tienen que ser
tratados para producir una libra de Bromo. Resp. 1,845x103 galones
6. Una muestra de 20 cm3
de una solución de Acido Clorhídrico concentrado de densidad
1,18 g/ml contiene 8,36 g de HCl puro. a) Determine la masa de HCl puro por cada
centímetro cúbico de solución. b) Determine el porcentaje en peso (masa) de HCl en la
solución ácida. Resp. a) 0,418 g/cm3; b) 35,4%
7. Las Feromonas son compuestos secretados por las hembras de muchas especies de
insectos para atraer a los machos. Con 1,0x10–8
gramos de una feromona es suficiente
para llegar a todos los insectos macho blanco dentro de un radio de 0,50 millas.
Determinar la densidad de la feromona (en gramos por litro) en un espacio cilíndrico de
aire con un radio de 0,50 millas y una altura de 40 pies. Resp. 4,03x10–19 g/L
8. Para conservar el agua, los químicos aplican una delgada película de un cierto material
inerte sobre la superficie del agua para disminuir su velocidad de evaporación. Esta
técnica fue introducida hace tres siglos por Benjamín Franklin, quien encontró que 0,10
ml de aceite podrían extenderse cubriendo una superficie de 40 m2
de agua. Suponiendo
que el aceite forma una monocapa, es decir, una capa cuyo espesor es de una molécula,
determinar la longitud en nanómetros de cada molécula de aceite. Resp. 2,5 Nm
9. Un trozo de galena (Sulfuro de Plomo impuro) pesa 5,50 g en el aire y 4,76 g en el
agua. Cuál es el peso específico de la galena. Resp. 7,4
10. A una aleación se la ha fabricado en forma de un disco plano de 31,5 mm de diámetro y
4,5 mm de espesor con un orificio de 7,5 mm de diámetro en el centro. El disco pesa
20,2 g. Cuál es la densidad de la aleación en unidades SI. Resp. 6100 kg/m3
11. Cuántos kilogramos de solución de Hidróxido de Sodio al 85% de concentración, se
necesita para preparar 5 litros de una solución de Hidróxido de Sodio al 20%. La
densidad de la solución al 20% es 1,22 g/cm3
. Resp. 1,435 kg
12. Convierta las siguientes temperaturas: –195,5°C a °F; –430 °F a °C; 1705 °C a °F.
Resp. –319 °F; –256,7 °C; 3100 °F
13. Expresar: 8 ºK, 273 ºK en grados Fahrenheit. Resp. –445 °F; 32 °F
14. A qué temperatura la lectura numérica en un termómetro Celsius es igual a la marcada
en un termómetro Fahrenheit. Resp. –40°
15. Construir una escala de temperatura sobre la cual los puntos o temperaturas de
congelación y ebullición del agua sean 100° y 400°, respectivamente, y el intervalo
entre los grados es un múltiplo del intervalo entre los grados en la escala Centígrada.
Cuál será el cero absoluto en esta escala y cuál será el punto de fusión de azufre, que es
444,6°C. Resp. –719°; 1433,8°

11
16. La temperatura de sublimación del hielo seco es –109°F. Este valor es mayor o menor
que la temperatura del etano en ebullición que es de –88°C. Resp. Mayor
17. Un proceso de estañado electrolítico produce un recubrimiento de un espesor de 30
millonésimas de pulgada. Cuántos m2
podrán recubrirse con un kilogramo de estaño de
densidad 7300 kg/m3
. Resp. 180 m2
18. El radio atómico del Magnesio (Mg) es 1,36 Å y su masa atómica es 24,312 g. Cuál es
la densidad del átomo en kg/m3
. Resp. 3,8x103 kg/m3
19. Una solución diluida de Acido Nítrico se prepara al diluir 64 ml de solución de Acido
Nítrico (densidad 1,41 g/ml y que contiene 70% en peso de ácido nítrico puro) a 1 litro.
Cuántos gramos de HNO3 puro están contenidos en 50 ml de la solución diluida. Resp.
3,16 gramos
20. Cuál es la densidad en unidades SI de una esfera de acero que tiene un diámetro de 7,50
mm y una masa de 1,765 g. Resp. 7990 kg/m3

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Estructura de la Materia
12
CAPITULO 2
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
1. GENERALIDADES:
Todos los cuerpos que existen de la naturaleza están constituidos por materia.
La MATERIA, es el componente fundamental de la naturaleza íntima de los cuerpos, se
caracteriza por poseer masa y ocupar un lugar en el espacio. CUERPO, es una porción
limitada de materia que ocupa un lugar en el espacio.
La materia se clasifica en homogénea y heterogénea:
 HOMOGENEA:
La que presenta uniformidad en su composición, se considera materia homogénea las
sustancias y las soluciones, las sustancias pueden ser: elementos y compuestos.
 HETEROGENEA:
La que no presenta uniformidad en su composición por ejemplo: los alimentos, las
rocas, el suelo, la madera, etc. En fin todos estos materiales son mezcla de las
sustancias.
A continuación se presenta una forma de clasificar a la materia:

13
Presenta algunas propiedades, definiéndose como PROPIEDAD a la característica por
medio de la cual una sustancia puede ser identificada y descrita.
Pueden ser generales y específicas:
a) GENERALES:
Son las que presentan todas las sustancias y por lo tanto no nos sirve para distinguir
una sustancia de otra, son: volumen, peso, impenetrabilidad, inercia, etc.
b) ESPECIFICAS:
Son las que presenta una determinada sustancia, y nos permite distinguir una sustancia
de otra y son: color, olor, sabor, densidad, dureza, etc.
Estas propiedades pueden ser físicas o químicas.
 FISICAS:
Se pueden observar por medio de nuestros sentidos y se relacionan con los cambios
físicos que sufre la materia, estas son: color, olor, sabor, densidad, punto de fusión,
punto de ebullición, solubilidad.
 QUIMICAS:
Son las que se relacionan con los cambios químicos que sufren las sustancias. Por
ejemplo la combustión del alcohol, de la gasolina; la oxidación del hierro, en
general de todos los metales.
La materia puede existir en tres estados físicos: sólido, líquido, gaseoso.
Puede sufrir cambios o transformaciones de dos clases: físicos y químicos.
CAMBIOS FISICOS:
Ocurren sin que se produzcan alteración en la composición química de la materia, sino
únicamente de sus propiedades.
En estos cambios físicos no se forman nuevas sustancias y los que se encuentra al final
tiene la misma composición de la sustancia original. Estos procesos cesan cuando
desaparecen la causa que los produjo y son reversibles, es decir, puede verificarse
fácilmente el proceso inverso.
Una sustancia puede cambiar de estado físico cuando se efectúan cambios de presión y
temperatura.
En el siguiente diagrama podemos observar los cambios físicos que sufre la materia:

14
CAMBIOS QUIMICOS:
Son los que alteran la composición química de la materia. Estos procesos permanecen
aunque haya cesado la causa que los produjo, son irreversibles. En los cambios químicos
los nuevos productos son distintos a los de origen.
4 Fe(s) + 3 O2(g)  2 Fe2O3(s)
C6H12O6(s) + 6 O2(g)  6 CO2(g) + 6 H2O(g) + Energía
En la siguiente tabla se muestran algunos ejemplos de cambios físicos y químicos:
CAMBIO TIPO
Ebullición del agua
Congelación del agua
Electrólisis del agua
Reacción del cloro con sodio
Fusión del hierro
Oxidación del hierro
Corte de madera
Combustión de la madera
Masticación de un alimento
Digestión del alimento
Físico
Físico
Químico
Químico
Físico
Químico
Físico
Químico
Físico
Químico
Otro componente importante de los cuerpos es la ENERGIA, que se define como la
capacidad para realizar un trabajo, o cambios en el estado o propiedades de la materia.
Materia y Energía son dos cosas con la misma esencia, comparte la propiedad de poseer
masa, según la teoría de Einstein. Están relacionadas por medio de la ecuación:
2
c
m
E 

En donde: E = energía
m = masa
c = Velocidad de la luz (300000 km/s)

15
Esta ecuación permite establecer la ley que dice: “LA MATERIA Y LA ENERGIA NO SE
CREAN NI SE DESTRUYEN, SOLO SE TRANSFORMAN”.
En los siguientes ejemplos, podemos observar la relación entre materia y energía:
1) Cuando 1000 gramos de Uranio 235 sufren fisión nuclear (bomba atómica), se libera
una energía equivalente a 8,23x1020
ergios. Calcular la masa de los productos
materiales de la reacción.
Utilizando la ecuación: 2
c
m
E 
 ; despejando la masa, tenemos: 2
c
E
m 
Reemplazando datos, tenemos:
2
10
2
2
20
)
s
/
cm
10
x
3
(
s
/
cm
g
10
x
23
,
8
m


2
10
2
2
20
)
s
/
cm
10
x
3
(
s
/
cm
g
10
x
23
,
8
m


g
915
,
0
m 
Por lo tanto la masa de los productos de reacción sería: 1000 – 0,915 = 999,085 gramos,
es decir aproximadamente el 0,1% se ha transformado en energía.
2) Cuando estallan 1000 gramos de Trinitrato de Glicerina (Trinitroglicerina) se liberan
8,0x1013
ergios. Cuál es la masa de los productos de reacción.
Aplicando la misma ecuación que en ejemplo anterior, tenemos:
2
c
.
m
E   2
c
E
m 
2
10
2
2
13
)
s
/
cm
10
x
3
(
s
/
cm
g
10
x
0
,
8
m


g
10
x
89
,
0
m 7


La masa de los productos sería: 1000 – 0,89x10–7
= 999,999999911 gramos, En esta
reacción química la masa de los productos difiere muy poco de la masa de los
reactantes, esta diferencia es imposible medir experimentalmente, razón por la cual
podemos decir que en las reacciones químicas ordinarias la materia se conserva.

16
2. TEORIA ATOMICA DE DALTON:
John Dalton, alrededor de 1803, propuso sus teorías acerca de la naturaleza y el
comportamiento de la materia.
A continuación se anotan algunas conclusiones:
a) Todas las sustancias se componen de pequeñas partículas sólidas e indestructibles,
denominados ATOMOS.
b) Los átomos de una misma sustancia son idénticos en cuanto a peso, tamaño, y forma.
c) El átomo es la parte más pequeña de un elemento que interviene en un fenómeno
químico.
d) Las moléculas de un compuesto están formadas por la unión de átomos de dos o más
elementos.
e) Los átomos de dos elementos se pueden combinar entre sí en distintas proporciones
para formar más de un compuesto.
3. ESTRUCTURA ATOMICA:
La materia esta constituida por pequeñas partículas llamadas ATOMOS. Podemos
considerar al átomo como una unidad más completa de la materia que tenemos
conocimiento. Son las partículas más pequeñas que pueden tomar parte en las
combinaciones químicas. La unión de átomos individuales da lugar a la formación de
moléculas.
El átomo de cualquier elemento químico esta formado por dos zonas importantes:
a) Zona central: NUCLEO
b) Zona externa: PERIFERIA o ENVOLTURA

17
En el núcleo están los protones (p+
) de carga positiva y los neutrones (n°) de carga neutra.
En la envoltura, se encuentran los electrones (e–
), cuya carga es negativa. En todo átomo, el
NUMERO DE PROTONES ES IGUAL AL NUMERO DE ELECTRONES, por lo que se
considera NEUTRO.
A los protones y a los neutrones por estar formando parte del núcleo atómico se les
denomina, NUCLEONES.
El átomo tiene un tamaño de 1x10–8
cm y su peso es 1x10–24
g.
a) ELECTRON:
Descubierto en las investigaciones de los rayos catódicos producidos en tubos de descarga.
Los rayos catódicos constituyen un haz de partículas discretas cuya naturaleza fue
determinada en 1897 por J. J. Thomson, quien demostró que estaban formados por
partículas negativas que se movían a grandes velocidades, de igual masa y carga.
Esas partículas fueron llamadas ELECTRONES y consideradas constituyentes universales
de la materia.
El electrón presenta las siguientes características:
Masa = 9,109 x 10–28
gramos ó 0,00055 uma
Carga = 1,602 x 10–19
coulombs ó 4,8 x 10–10
ues.
b) PROTON:
En 1866 Goldstein, al realizar experiencias con rayos catódicos logró detectar rayos
positivos.
Al ser estudiada esta radiación se encontró que constaba de partículas positivas cuya masa
dependía del tipo de gas que hay en el tubo. A estas partículas se les denominó
PROTONES y se les consideró también constituyentes universales de la materia.
La determinación de la masa y de la carga arrojó los siguientes resultados:
Masa =1,673 x 10–24
gramos ó 1,0073 uma
Carga = 1,602 x 10–19
coulombs ó 4,8x10–10
ues
La carga es la misma que la del electrón pero con signo contrario.
c) NEUTRON:
Su descubrimiento se informó en el año de 1932, por las dificultades de detectar y medir
una partícula de carga cero. Correspondiéndole a Chadwick su existencia. Son inestables
con una vida media de 13 minutos.

18
Desempeñan la función de AGLUTINADORES DE LOS PROTONES, ya que consiguen
eliminar la fuerza de repulsión que los protones ejercerían entre sí, debido a su mutua
cercanía entre ellos (carga eléctricas iguales se repelen). Su masa es aproximadamente
1,675 x 10–24
gramos.
CONSTANTES DEL ATOMO:
NUMERO ATOMICO, Z:
Establece el número de protones que existen en el núcleo atómico, el número de electrones
que se encuentran girando alrededor de éste y la ubicación del elemento en la tabla
periódica.
NUMERO DE MASA ATOMICA o NUMERO MASICO, A:
Determinado por la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Tomando
en cuenta esta definición podemos establecer que:

 p
#
Z
N
Z
A
n
#
p
#
A o




 
Donde: Z = # p+
= # e–
N = Número de neutrones
REPRESENTACION SIMBOLICA DE UN ATOMO:
ZEA
Donde: E = Símbolo de un elemento
A = Número de masa atómica
Z = Número atómico.
Por ejemplo: 11Na23
; 17Cl35
; 8O16
; 79Au197
REPRESENTACION GRAFICA DE UN ATOMO:

19
EJERCICIO:
Un elemento cualquiera tiene las siguientes características: Z=23 y A=75. Hallar: a)
Número de e–
, b) Número de p+
, c) Número de no
, y d) Representar en forma gráfica y
simbólica el átomo del elemento.
a) Como Z=23 y Z es el número atómico y este representa el número de electrones y
protones, entonces hay 23 e–
.
b) Como #p+
= # e–
, entonces hay 23 p+
.
c) El número de neutrones es: #n0
= 75 – 23 = 52
d) Tomando en cuenta los anteriores cálculos, representamos al átomo: 23E75
4. MODELOS ATOMICOS:
a) MODELO ATOMICO DE THOMSOM:
Representó al átomo como un modelo estático, en el cual los electrones ocupaban
posiciones fijas en el seno de una masa positiva. El modelo macizo de Thomsom fue
aceptado durante algunos años por que permitía explicar cualitativamente algunos
fenómenos como la emisión de la luz por los átomos y la pérdida de electrones por
frotamiento.
b) MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD:
Demuestra la existencia del núcleo atómico en el que encontraba toda la masa y la carga
positiva del átomo, lo que le permite proponer un nuevo modelo atómico localizando al
núcleo en el centro del átomo y alrededor del cual se encuentra una nube de electrones que
poseían carga negativa.
c) MODELO ATOMICO DE BOHR:
El átomo esta constituido por un corpúsculo central llamado Núcleo donde se encuentran
los protones y neutrones, contiene la totalidad de la carga positiva y la masa del átomo, y
los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo en órbitas circulares y
concéntricas, existiendo un determinado número de electrones por cada órbita.

20
d) MODELO ATOMICO DE SOMMERFIELD:
Acepta la existencia de un núcleo central donde se encuentran los protones y neutrones; y
los electrones se hallan girando alrededor del núcleo describiendo órbitas elípticas.
e) TEORIA ATOMICA MODERNA:
Un átomo esta constituido por un núcleo central en el que se encuentran los protones y los
neutrones, toda la carga positiva y la masa del átomo; y los electrones se encuentran
girando alrededor del núcleo describiendo trayectorias circulares o elípticas de acuerdo a la
energía que posea el electrón, debiendo existir tantas trayectorias, tantos orbitales como
electrones tenga el átomo.
f) MODELO DE LA MECANICA CUANTICA:
La mecánica cuántica trata de definir el orbital. ORBITAL, es la región del espacio
alrededor del núcleo donde se tiene la máxima probabilidad (superior al 90%) de encontrar
un determinado electrón.
La MECANICA CUANTICA se fundamenta en 4 números cuánticos.
5. NUMEROS CUANTICOS Y DISTRIBUCION ELECTRONICA:
a) NUMEROS CUANTICOS:
Estos números nos permiten calcular la energía del electrón y predecir el área alrededor del
núcleo donde se puede encontrar el electrón (ORBITAL). Estos son:
1) NUMERO CUANTICO PRINCIPAL, n:
Determina el NIVEL de energía principal o capa en donde se encuentra el electrón y
además nos da a conocer la posición de la nube electrónica.
Los valores determinados para este número son los siguientes:
n : 1 2 3 4 5 6 7
K L M N O P Q

21
La capa n = 1, es la más cercana al núcleo y tiene la menor energía, es decir, la energía
se cuantifica en base a la distancia que hay entre cada nivel y el núcleo atómico.
2) NUMERO CUANTICO SECUNDARIO, l:
Determina el SUBNIVEL o SUBCAPA dentro del nivel principal de energía. Nos
indica la forma de la nube electrónica u orbital donde se encuentran electrones
alrededor del núcleo. De acuerdo a la mecánica cuántica puede tomar los siguientes
valores:
l : 0, 1, 2, 3, ... , hasta (n – 1).
Se nombran por medio de letras:
l : 0 1 2 3
s p d f
Donde:
s: Sharp
p: principal
d: Diffuse
f: fundamental
A continuación se muestran algunas formas de estos subniveles:
subnivel “s”
subniveles “p”

22
subnivel “d”
subniveles “f”
3) NUMERO CUANTICO MAGNETICO, m:
Representa la ORIENTACION de los orbitales electrónicos en el espacio. Cada
subnivel consta de uno o más orbitales electrónicos. El número de orbitales esta dado
por la siguiente ecuación, n2
.
Sus valores son:
m : – l , … , –1, 0, +1, … , + l
A continuación se muestra la relación entre los números cuánticos n, l y m:

23
n l
DESIGNACION
DE LOS
SUBNIVELES
m
NUMERO
DE
ORBITALES
1 0 (s) 1s 0 1
2 0 (s)
1 (p)
2s
2p
0
–1, 0, +1
1
3
3 0 (s)
1 (p)
2 (d)
3s
3p
3d
0
–1, 0, +1
–2, –1, 0, +1, +2
1
3
5
4 0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
4s
4p
4d
4f
0
–1, 0, +1
–2, –1, 0, +1, +2
–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3
1
3
5
7
Cada valor de m, constituye un orbital.
4) NUMERO CUANTICO DEL SPIN, s:
Representa el movimiento de rotación que tiene el electrón sobre su propio eje,
mientras va describiendo su trayectoria.
Los valores para este número son: –1/2 () y +1/2 ()
– ½ + ½
b) DISTRIBUCION ELECTRONICA:
Es la forma abreviada de representar a los electrones en los niveles y subniveles que posee
el átomo de un elemento.
Para realizar la distribución electrónica se debe tomar en cuenta:
a) PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI:
Este principio manifiesta que: “EN UN ATOMO CUALQUIERA NO PUEDEN
EXISTIR DOS ELECTRONES CUYOS NUMEROS CUANTICOS TENGAN LOS
MISMOS VALORES”.
b) POBLACION ELECTRONICA:
El número máximo de electrones en cada NIVEL es, 2n2
, donde el valor de n
corresponde al número cuántico principal:

24
n # máx. e–
1
2
3
4
5
6
7
2
8
18
32
50
72
98
De acuerdo al número de electrones existentes, la distribución es la siguiente:
n # máx. e–
(REAL)
1
2
3
4
5
6
7
2
8
18
32
32
18
2
El número de electrones en cada SUBNIVEL, se determina utilizando la siguiente
ecuación, 2(2l + 1), donde l corresponde al valor del número cuántico secundario:
l # máx. e–
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
2
6
10
14
En cada ORBITAL debe existir un máximo de 2 electrones
c) PRINCIPIO DE DESARROLLO DE LA ENERGIA:
Este principio establece que: “LOS ELECTRONES SIEMPRE TIENDEN A OCUPAR
LOS ORBITALES O SUBNIVELES DE MENOR ENERGIA”.
La energía de un subnivel es igual a la suma de los valores de n y l:
ET = n + l
Se llenará primero el subnivel que tenga el menor valor de (n + l), y en caso de que el
valor de (n + l) sea igual, se satura primero el subnivel con el menor valor de n.

25
El problema del cálculo de la energía de cada subnivel se soluciona cuando se
determinan las llamadas DIAGONALES DE PAULING, diagonales que se registran a
continuación:
n
1 1s
2 2s 2p
3 3s 3p 3d
4 4s 4p 4d 4f
5 5s 5p 5d 5f
6 6s 6p 6d
7 7s
En forma horizontal, tenemos: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, ...
La saturación de los diferentes subniveles puede realizarse también tomando en cuenta
el siguiente diagrama, el cual se lee en secuencia normal de izquierda a derecha y de
arriba hacia abajo:
1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
En la distribución electrónica se debe tomar en cuenta la siguiente representación como
ejemplo:
A continuación se muestran algunas distribuciones:
3e–
: 1s2
, 2s1
7e–
: 1s2
, 2s2
, 2p3
17e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p5
27e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d7

26
d) REGLA DE HUND:
Esta regla establece que: CUANDO UN SUBNIVEL CONTIENE MAS DE UN
ORBITAL, LOS ELECTRONES SE DISTRIBUIRÁN EN TODOS LOS
ORBITALES DISPONIBLES, CON SUS ESPINES EN LA MISMA DIRECCION.
Los electrones se incorporan a los átomos en el orden que se ve en la figura, llenándose
primero los niveles y subniveles de menor energía, la saturación electrónica está
relacionada con la Tabla Periódica. Hay que comenzar por la parte superior izquierda
de la tabla periódica y moverse a lo ancho y hacia abajo de la tabla, a través de los
períodos desde arriba hacia abajo.
1s 1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 5d 6p
7s 6d
4f
5f
La siguiente tabla resume la información más importante acerca de los niveles de
energía, subniveles, orbitales atómicos y la distribución de los electrones dentro de los
subniveles.
NIVEL DE
ENERGIA,
n
NUMERO DE
SUBNIVELES,
l
TIPO DE
ORBITAL
NUMERO DE
ORBITALES
NUMERO
MAXIMO DE
ELECTRONES
POR SUBNIVEL
NUMERO
TOTAL DE
ELECTRONES
1
2
3
4
1
2
3
4
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
8
18
32

27
e) REPRESENTACION A TRAVES DE ORBITALES (Celdas):
Es la representación gráfica de los electrones que existen en un orbital (celda
electrónica) y que está de acuerdo al valor de m (número cuántico magnético).
Se debe tomar en cuenta el espín del electrón: –1/2 () y +1/2 ()
Como regla se llenarán los orbitales, primero con electrones de spin negativo () y
luego con los de spin positivo ().
A continuación se muestra la forma de representar los electrones a través de celdas
(orbitales):
PRICIPIOS DE ESTABILIDAD DE LOS SUBNIVELES d:
a) Los subniveles d, tienen una estabilidad media cuando poseen un electrón en cada celda
(orbital).
ns2
, (n–1)d4
 ns1
, (n–1)d5
            
0 –2 –1 0 +1 +2 0 –2 –1 0 +1 +2
Por ejemplo: 24e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s1
, 3d5
42e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s1
, 4d5
74e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
, 4d10
, 5p6
, 6s1
, 4f14
, 5d5
b) Los subniveles d, tienen estabilidad total, cuando poseen completas las celdas con el
número máximo de electrones (dos en cada una).
ns2
, (n–1)d9
 ns1
, (n–1)d10
                      
0 –2 –1 0 +1 +2 0 –2 –1 0 +1 +2

28
Por ejemplo: 29e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s1
, 3d10
47e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s1
, 4d10
79e–
: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
, 4d10
, 5p6
, 6s1
, 4f14
, 5d10
EJERCICIOS:
1) Realizar las representaciones de las siguientes distribuciones electrónicas:
a) 1s2
:
s

0
b) 2p4
:
p
  
–1 0 +1
c) 3d8
:
d
    
–2 –1 0 +1 +2
d) 4f11
:
f
      
–3 –2 –1 0 +1 +2 +3
2) A qué electrón pertenecen los siguientes números cuánticos:
a) 3, 2, 0, –1/2
d

–2 –1 0 +1 +2
1
2
3
4
3

29
Del gráfico anterior se puede establecer que se trata del 3er
e–
del subnivel 3d. Si
asumimos que este es el último electrón, la distribución electrónica total es:
1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d3
Lo que nos indica que el átomo tiene 23 e–
.
b) 4, 1, +1, +1/2
p

–1 0 +1
Igual que en el ejercicio anterior, podemos decir que este electrón es el 6to
del
subnivel 4p. Si este es el último electrón la distribución sería la siguiente:
1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
Teniendo el átomo un total de 36 electrones.
6. PESOS ATOMICOS:
a) ISOTOPOS:
La palabra ISOTOPOS se deriva del griego y se descompone en las raíces: ISO, que
significa Igual y TOPOS, Lugar. Es decir, el Isótopo de un elemento químico es un
átomo que ocupa el mismo lugar del elemento en la tabla periódica, tiene el mismo
número atómico, Z (el mismo número de protones); pero diferente número de masa
atómica, A (diferente número de neutrones).
12Mg24
: 12 p+
12 e–
12 no
78,9%
12Mg25
: 12 p+
12 e–
13 no
10,0%
12Mg26
: 12 p+
12 e–
14 no
11,0%
En cambio los átomos de igual peso o masa atómica pero diferente número atómico, se
denominan ISOBAROS, por ejemplo: 19K40
y 20Ca40
:
18Ar40
: 18 p+
18 e–
22 no
19K40
: 19 p+
19 e–
21 no
20Ca40
: 20 p+
20 e–
20 no
Los átomos de elementos diferentes que poseen igual número de neutrones y diferente
número atómico y másico, se conocen como ISOTONOS, por ejemplo:
4

30
11Na23
: 11 p+
11 e–
12 no
12Mg24
: 12 p+
12 e–
12 no
Se llaman ISOELECTRICOS, a los átomos que poseen igual número de electrones en
su estructura; por ejemplo:
8O–2
: 8 p+
8 e–
10 e–
9F–1
: 9 p+
9 e–
10 e–
10Ne: 10 p+
10 e–
10 e–
11Na+1
: 11 p+
11 e–
10 e–
12Mg+2
: 12 p+
12 e–
10 e–
En la siguiente tabla se presentan algunos isótopos estables de algunos elementos y sus
abundancias:
Z ISOTOPO ABUNDANCIA (%) Z ISOTOPO ABUNDANCIA (%)
1 H1
99,985 14 Si28
92,28
H2
0,015 Si29
4,67
2 He4
100 Si30
3,05
3 Li6
7,40 15 P31
100
Li7
92,6 16 S32
95,06
4 Be9
100 S33
0,74
5 B10
18,83 S34
4,18
B11
81,17 S35
0,014
6 C12
98,89 17 Cl35
75,4
C13
1,11 Cl37
24,6
7 N14
99,64 19 K39
93,1
N15
0,36 K41
6,9
8 O16
99,76 20 Ca40
96,92
O17
0,04 Ca42
0,64
O18
0,20 Ca43
0,13
9 F19
100 Ca44
2,13
10 Ne20
90,51 Ca46
Indicios
Ne21
0,28 Ca48
0,18
Ne22
9,21 47 Ag107
51,35
11 Na23
100 Ag109
48,65
12 Mg24
78,6 51 Sb121
57,25
Mg25
10,1 Sb123
42,75
Mg26
11,3 77 Ir191
38,5
13 Al27
100 Ir193
61,5
b) PESO ATOMICO o MASA ATOMICA QUIMICA:
El Peso o Masa Atómica de los elementos resulta ser el peso promedio relativo de la
composición isotópica natural del elemento.

31
7. ATOMO-GRAMO:
Se define como el peso o masa atómica de un elemento expresado en gramos, se
representa como at-g y se le conoce también con el nombre de MOL DE ATOMOS.
Así: 1at-g de Hidrógeno tiene un peso de 1,008 gramos
1at-g de Oxígeno pesa 16 gramos
1at-g de Cloro pesa 35,453 gramos
1at-g de Plata pesa 107,87 gramos
El número de átomos que contiene un átomo-gramo de cualquier elemento es de
6,022x1023
átomos de dicho elemento, conocido como NÚMERO DE AVOGADRO
(NA). Por lo tanto, el átomo-gramo es el peso o masa en gramos de 6,022x1023
átomos
de cualquier elemento.
8. MOLECULA-GRAMO:
Conocida como MOL, y se define como el peso o masa molecular de un compuesto
expresado en gramos.
En una molécula-gramo o mol de cualquier compuesto existen 6,022x1023
moléculas.
Por lo tanto, la molécula-gramo es el peso en gramos de 6,022x1023
moléculas de un
determinado compuesto.
PESO MOLECULAR:
Es la suma de los pesos o masas atómicas de los elementos que forman un compuesto
determinado. A continuación se muestra el cálculo del peso molecular del Acido
Sulfúrico, H2SO4:
ELEMENTO PESO ATOMICO PESO TOTAL
H
S
O
1
32
16
2 x 1 = 2
1 x 32 = 32
4 x 16 = 64
TOTAL: 98 g/mol
Es decir, 98 gramos pesa una molécula-gramo o un mol de Acido Sulfúrico, H2SO4.
PROBLEMOS RESUELTOS:
1) Calcular el peso atómico del cloro si la composición isotópica es: Cl35
, 75,4%; Cl37
,
24,6%.
(%)
)
Atómica
Masa
(%
PA





32
492
,
35
100
9102
2639
100
)
37
)(
6
,
24
(
)
35
)(
4
,
75
(
)
Cl
(
PA 




2) El carbono en la naturaleza contiene dos isótopos C12
y C13
, cuales serán las
abundancias isotópicas de estos dos isótopos, si el peso atómico del carbono es
12,011.
Le asignamos a cada incógnita una variable: %C12
= X
%C13
= Y
Por lo tanto: 100
Y
X 

De donde: Y
100
X 

Reemplazando en la ecuación que se utiliza para el cálculo del peso atómico, tenemos:
100
Y
13
X
12
011
,
12


100
Y
13
)
Y
100
(
12
011
,
12



100
Y
13
Y
12
1200
011
,
12



Y
1200
1
,
1201 

10
,
1
Y 
Entonces: %C13
= 1,10; por lo tanto: X = 100 – 1,1; de donde: %C12
= 98,90
3) Calcular el número de átomos-gramos y el número de átomos que hay en 2,5 gramos de
Zinc, si el peso atómico es 65,4.
Establecemos las siguientes operaciones (reglas de tres o factor de conversión):
Zn
g
-
at
0388
,
0
Zn
g
4
,
65
Zn
g
-
at
1
Zn
g
5
,
2 

Zn
átomos
10
x
302
,
2
Zn
g
4
,
65
Zn
átmos
10
x
022
,
6
Zn
g
5
,
2 22
23



33
4) Determinar el número de at-g y el número de gramos que hay en 2,4x1023
átomos de
Ag, si el peso atómico es 108.
Igual que en el problema anterior, establecemos las operaciones:
Ag
g
-
at
3985
,
0
Ag
átomos
10
x
022
,
6
Ag
g
-
at
1
Ag
átomos
10
x
4
,
2 23
23


Ag
g
04
,
43
Ag
átomos
10
x
022
,
6
Ag
g
108
Ag
átomos
10
x
4
,
2 23
23


5) En 0,245 at-g de Ni. Determinar los átomos y los gramos de Ni que existen si el peso
atómico del Ni es 58,7.
Ni
átomos
10
x
475
,
1
Ni
g
-
at
1
Ni
átomos
10
x
022
,
6
Ni
g
-
at
245
,
0 23
23


Ni
g
38
,
14
Ni
g
-
at
1
Ni
g
7
,
58
Ni
g
-
at
245
,
0 

6) Calcular el número de moles y el número de moléculas a los que corresponde 1,5 g de
CaCl2. Si los pesos atómicos de los elementos son: Ca=40 y Cl=35,5.
Determinamos el peso molecular del CaCl2: Ca=40 y Cl=35,5; entonces: CaCl2 = 111
g/mol, y realizamos las operaciones:
2
2
2
2 CaCl
moles
0135
,
0
CaCl
g
111
CaCl
mol
1
CaCl
g
5
,
1 

2
21
2
2
23
2 CaCl
moléculas
10
x
14
,
8
CaCl
g
111
CaCl
moléculas
10
x
022
,
6
CaCl
g
5
,
1 

7) Determinar el número de moléculas y el número de gramos que hay en 0,250 moles de
H2SO4, si los pesos atómicos son: H=1, S=32 y O=16.
Calculamos de la misma manera que en el problema anterior el peso molecular del
ácido, siendo este: H2SO4 = 98 g/mol y establecemos las siguientes operaciones:

34
4
2
4
2
4
2
4
2 SO
H
g
50
,
24
SO
H
mol
1
SO
H
g
98
SO
H
moles
250
,
0 

4
2
23
4
2
4
2
23
4
2 SO
H
moléculas
10
x
506
,
1
SO
H
mol
1
SO
H
moléculas
10
x
022
,
6
SO
H
moles
250
,
0 

8) En 1,750x1021
moléculas de NaNO3, determinar el número de gramos y moles que hay
del compuesto, si los pesos atómicos son: Na=23, N=14 y O=16.
Determinamos el peso molecular del compuesto NaNO3 = 85 g/mol y establecemos las
siguientes operaciones:
3
3
23
3
3
23
NaNO
g
2470
,
0
NaNO
moléculas
10
x
022
,
6
NaNO
g
85
NaNO
moléculas
10
x
750
,
1 

3
3
3
3
3 NaNO
moles
10
x
9059
,
2
NaNO
g
85
NaNO
mol
1
NaNO
g
2470
,
0 


9) En 75 gramos de CaCl2. Determinar: a) las moles del compuesto, b) moléculas del
compuesto, c) at-g de cada elemento, d) átomos de cada elemento y e) gramos de cada
elemento. Si los pesos atómicos son: Ca=40 y Cl=35,5.
Determinamos el peso molecular del CaCl2 = 111 g/mol
a) 2
2
2
2 CaCl
moles
6757
,
0
CaCl
g
111
CaCl
mol
1
CaCl
g
75 

b) 2
23
2
2
23
2 CaCl
moléculas
10
x
07
,
4
CaCl
g
111
CaCl
moléculas
10
x
022
,
6
CaCl
g
75 

c) En 1 mol de CaCl2 hay 1 at-g Ca y 2 at-g Cl, por tanto:
Ca
g
-
at
6757
,
0
CaCl
mol
1
Ca
g
-
at
1
CaCl
moles
6757
,
0
2
2 

Cl
g
-
at
3514
,
1
CaCl
mol
1
Cl
g
-
at
2
CaCl
moles
6757
,
0
2
2 


35
d) Ca
átomos
10
x
07
,
4
Ca
g
-
at
1
Ca
átomos
10
x
022
,
6
Ca
g
-
at
6757
,
0 23
23


Cl
átomos
10
x
14
,
8
Cl
g
-
at
1
Cl
átomos
10
x
022
,
6
Cl
g
-
at
3514
,
1 23
23


e) Ca
g
03
,
27
Ca
g
-
at
1
Ca
g
40
Ca
g
-
at
6757
,
0 

Cl
g
97
,
47
Cl
g
-
at
1
Cl
g
5
,
35
Cl
g
-
at
3514
,
1 

10) Una muestra de 1,5276 gramos de CdCl2 (Cloruro de Cadmio) fue convertida mediante
un proceso electrolítico en Cadmio metálico. El peso del Cadmio metálico fue de
0,9367 gramos. Si el peso atómico del Cloro es 35,453; determinar el peso atómico del
Cadmio.
Según los datos: 1,5276 g CdCl2  0,9367 g Cd metálico
Determinamos los gramos de Cloro: g
5909
,
0
9367
,
0
5276
,
1
Cl
g 

 g
En un mol de CdCl2 hay 1 at-g de Cd y 2 at-g de Cl; por lo tanto:
Cl
g
-
at
0167
,
0
Cl
g
5
,
35
Cl
g
-
at
1
Cl
g
5909
,
0 

Cd
g
-
at
10
x
33
,
8
Cl
g
-
at
1
Cd
g
-
at
2
Cl
g
-
at
0167
,
0 3



Calculados los at-g de Cadmio, determinamos el peso atómico del elemento:
)
ATOMICO
PESO
(
Cd
g
2
,
112
Cl
g
-
at
1
Cd
g
-
at
2
Cl
g
-
at
0167
,
0 

11) En una determinación química del peso atómico del Vanadio se sometió a una muestra
de 2,8934 gramos de VOCl3 a una serie de reacciones por medio de las cuales todo el
Cloro contenido en este compuesto se convirtió en AgCl, cuyo peso es de 7,1801
gramos. Si los pesos atómicos de: Ag=108, Cl=35,5 y O=16, calcular el peso atómico
del Vanadio.

36
Determinamos el peso molecular del AgCl: AgCl = 143,5 g/mol. Por medio del cual
determinamos las moles de AgCl:
AgCl
moles
05004
,
0
AgCl
g
5
,
143
AgCl
mol
1
AgCl
g
1801
,
7 

Determinamos los at-g de Cl en el AgCl:
Cl
g
at
05004
,
0
AgCl
mol
1
Ag
g
-
at
1
AgCl
moles
05004
,
0 


Como todo el Cloro que forma el AgCl, está formando parte del VOCl3, tenemos:
V
g
-
at
0167
,
0
O
g
-
at
0167
,
0
Cl
g
-
at
3
O
g
-
at
1
Cl
g
-
at
05004
,
0 


Determinamos las masas de Cloro y Oxígeno:
Cl
g
776
,
1
Cl
g
-
at
1
Cl
g
5
,
35
Cl
g
-
at
05004
,
0 

O
g
2672
,
0
O
g
-
at
1
O
g
16
O
g
-
at
0167
,
0 

Determinamos la masa del Vanadio a partir de 2,8934 g de VOCl3:
2672
,
0
776
,
1
8934
,
2
V
g 


g
8502
,
0
V
g 
Por lo tanto:
)
ATOMICO
PESO
(
V
g
9
,
50
V
g
-
at
1
V
g
-
at
0167
,
0
V
g
8502
,
0


12) Un compuesto está formado por los elementos A, B y C en la relación 2:2:7.
Determinar la cantidad máxima de compuesto que se puede formar a partir de: 0,175
at-g de A; 9,03x1022
átomos de B y 9,63 g de C. Si los pesos atómicos son: A=23;
B=31 y C=16.
Transformamos los gramos y los átomos de B y C en átomos-gramo:

37
B
g
-
at
1499
,
0
B
átomos
10
x
022
,
6
B
g
-
at
1
B
átomos
10
X
03
,
9 23
22


C
g
-
at
6018
,
0
C
g
16
C
g
-
at
1
C
g
63
,
9 

En 1 mol del compuesto A2B2C7 hay: 2 at-g A
2 at-g B
7 at-g C
Por lo que podemos determinar las moles del compuesto con cada uno de los at-g de
cada elemento:
7
2
2
7
2
2
C
B
A
moles
08750
,
0
A
g
-
at
2
C
B
A
mol
1
A
g
-
at
175
,
0 

7
2
2
7
2
2
C
B
A
moles
07495
,
0
B
g
-
at
2
C
B
A
mol
1
B
g
-
at
1499
,
0 

7
2
2
7
2
2
C
B
A
moles
08597
,
0
C
g
-
at
7
C
B
A
mol
1
C
g
-
at
6018
,
0 

De lo que podemos concluir que: A produce 0,08750 moles A2B2C7
B produce 0,07495 moles A2B2C7
C produce 0,08597 moles A2B2C7
De los resultados anteriores se establece que la cantidad máxima en moles del
compuesto es la proporcionada por el elemento B, cantidad que corresponde a la menor
de todas: por lo tanto B es el ELEMENTO LIMITANTE.
A continuación por medio del peso molecular del compuesto, determinamos la
cantidad máxima en gramos:
)
MAXIMA
CANTIDAD
(
C
B
A
g
50
,
16
C
B
A
mol
1
C
B
A
g
220
C
B
A
moles
07495
,
0 7
2
2
7
2
2
7
2
2
7
2
2 

13) Se disuelve una muestra de 12,5843 g de ZrBr4 y, después de varios procesos químicos,
todo el bromo combinado se precipita como AgBr. El contenido de plata en el AgBr es
13,2160 g. Si los pesos atómicos de la Plata y el Bromo son 107,870 y 79,909
respectivamente. Determinar el peso atómico del Zr.
Calculamos los at-g de Plata:

38
Ag
g
-
at
1225
,
0
Ag
g
870
,
107
Ag
g
-
at
1
Ag
g
2160
,
13 

Como la relación es de 1 a 1 entre la Ag y el Br en el AgBr, tenemos los mismos at-g
de Bromo, esto es 0,1225 at-g. Luego determinamos el peso de Bromo contenido en
estos at-g:
Br
g
7882
,
9
B
g
-
at
1
Br
g
909
,
79
Br
g
-
at
1225
,
0 

Calculamos los at-g de Zr:
Zr
g
-
at
0306
,
0
Br
g
-
at
4
Zr
g
-
at
1
Br
g
-
at
1225
,
0 

Determinamos el peso de Zirconio que existe en la muestra:
7882
,
9
5843
,
12
Zr
g 

g
7961
,
2
V
g 
Finalmente determinamos el peso atómico del Zr:
)
ATOMICO
PESO
(
Br
g
3758
,
91
Zr
g
-
at
1
Zr
g
-
at
0306
,
0
Zr
g
7961
,
2


PROBLEMAS PROPUESTOS:
1. El argón en la naturaleza tiene tres isótopos, los átomos de los cuales aparecen con las
abundancias siguientes: 0,34% de Ar36
; 0,07% de Ar38
y 99,59% de Ar40
. Determinar el
peso atómico del Argón a partir de estos datos. Resp. 39,948
2. El Boro natural consta de 80% de B11
y 20% de otro isótopo, para poder explicar el
peso atómico de 10,81. Cuál debe ser la masa nucleíca del isótopo. Resp. 10,01
3. En una determinación química de pesos atómicos, se encontró que el Estaño contenido
en 3,7692 g de SnCl4, es 1,717 g. Si el peso atómico del Cloro es 35,453. Cuál es el
valor de peso atómico del Estaño determinado a partir de este experimento. Resp.
118,65
4. 3 at-g de Cromo reaccionan exactamente con el elemento Q, y todo el Cromo se ha
transformado en Cr2Q3. El Cr2Q3 se trata después con Estroncio metálico y todo el Q se
transforma en SrQ; después se hace reaccionar el SrQ con Sodio metálico y todo el SrQ
se transforma en Na2Q, cuyo peso es de 782 gramos. Determinar el peso atómico del
elemento Q, si el del Sodio es 23. Resp. 128

39
5. El peso atómico del azufre se determinó descomponiendo 6,2984 g de Na2CO3 con
Acido Sulfúrico y pesando el Na2SO4 formado, se encontró un peso de 8,438 g.
Tomando los pesos atómicos de C, O y Na como 12; 16 y 23 respectivamente. Cuál es
el valor para el peso atómico del Azufre. Resp. 32,017
6. Calcule el número de gramos en un mol de cada una de las sustancias comunes: a)
calcita, CaCO3; b) cuarzo, SiO2; c) azúcar de caña, C12H22O11; d) yeso, CaSO4.2H2O; e)
plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3. Resp. a) 100,09 g; b) 60,09 g; c) 342,3 g; d) 172,2 g;
e) 775,7 g
7. a) Cuántos at-g de Ba y Cl están contenidos en 107 g de Ba(ClO3)2.H2O. b) Cuántas
moléculas de agua de hidratación están en esa misma cantidad. Resp. a) 0,332 at-g Ba;
0,664 at-g Cl; b) 2x1023 moléculas H2O
8. A un reservorio que proporciona agua se le ha agregado 0,10 ppb (partes por billón) de
cloroformo, CHCl3. Cuántas moléculas de CHCl3 estarán contenidas en una gota de esta
agua. Una gota es equivalente a 0,05 ml. Resp. 2,5x1010 moléculas
9. Calcular el peso molecular de las siguientes sustancias: a) Clorato de Potasio, KClO3; b)
Acido Fosfórico, H3PO4; c) Hidróxido de Calcio, Ca(OH)2; d) Cloruro Férrico, FeCl3;
e) Sulfato de Bario, BaSO4; f) Cloruro Crómico, CrCl3. Resp. a) 122,55; b) 97,99; c)
74,10; 162,5; e) 233,40; f) 158,38
10. Se tiene 0,75 moles de Fósforo (P4). a) cuántas moléculas de P4 hay; b) cuántos átomos
de P hay; c) cuántos at-g de P. Resp. a) 4,5x1023 moléculas P4; b) 1,8x1024 átomos P;
c) 3 at-g P
11. Calcular el número de gramos en 0,5 moles de las siguientes sustancias: a) yeso
CaSO4.2H2O; b) plomo blanco, Pb(OH)2.2PbCO3; c) galena, PbS. Resp. a) 86,1 g; b)
387,85 g; c) 119,5 g
12. a) Cuántos átomos de oxígeno hay 0,5 moles de Ba(NO3)2 y b) cuántos átomos de
nitrógeno hay en la misma cantidad. Resp. a) 1,80x1024 átomos; b) 6,022x1023 átomos
13. Cuando se calienta el hierro en el aire, reacciona el hierro con el oxígeno del aire en
proporción de tres átomos de oxígeno por cada dos de hierro, si se calientan 6 gramos
de hierro. Determinar: a) el peso total del producto; b) los at-g de oxígeno que han
reaccionado. Resp. a) 8,60 g; b) 0,16 at-g
14. En una muestra de 180 cm3
de Benceno (C6H6) líquido puro, de densidad, 0,88 g/cm3
.
Calcular: a) peso del C6H6; b) Peso molecular del C6H6; c) número de átomos de C en la
muestra. Resp. a) 158,4 g; b) 78,114 g/mol; c) 7,32x1024 átomos C
15. Cuál de las siguientes muestras contiene el número más grande de átomos: a) 2 g de
oro, Au; b) 2 g de agua, H2O; c) 2 g de helio, He; d) 2 g de octano, C8H18. Resp. 2,0 g
He

40
16. Cuántos at-g de azufre están presentes en 15 moles de Au2(SO4)3. Resp. 45 at-g S
17. Cuando se calientan 2,451 g del compuesto MXO3 puro y seco, se liberan 0,96 g de
Oxígeno. El otro producto es el compuesto MX, que pesa 1,491 g. Cuando el MX
reacciona completamente con un exceso de Nitrato de Plata se forma un sólido AgX,
que pesa 2,869 g. Sabiendo que los pesos atómicos del oxígeno y de la plata son de 16 y
108 respectivamente. Calcular los pesos atómicos de los elementos M y X.
18. Determinar el número de libras de Cromita que contiene el 42% de Cr2O3 que se
requieren para obtener 2,6 libras de Cr. Resp. 9,02 libras
19. Un compuesto esta formado por los elementos X, Y, Z, en relación 1:1:4. Determinar la
cantidad máxima de compuesto que se puede formar a partir de: 24,5 g de X; 5x1023
átomos de Y y 3,5 at-g de Z, sabiendo que los pesos atómicos son X=40; Y=32; Z=16.
20. Determinar: a) el número de moles de Nitrato Ferroso, Fe(NO3)2; y b) el número de
moléculas que están contenidas en 21,24 g de dicha sustancia.

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL Tabla Periódica de los Elementos
41
CAPITULO 3
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
1. GENERALIDADES:
A medida que se fueron descubriendo los elementos químicos, se observaron propiedades
semejantes entre algunos de ellos, por lo que se les clasificó en dos grandes grupos: Metales
y No metales. A continuación se presentan de las más importantes formas de clasificación:
a) En 1817, el alemán Johann Wolfgang DOBEREINER agrupó a los elementos en las
llamadas TRIADAS DE DOBEREINER, dando se cuenta de la existencia de diversos
grupos de tres, elementos con propiedades químicas semejantes estableciendo lo
siguiente: “LOS ELEMENTOS QUÍMICOS QUE TIENEN PROPIEDADES
SEMEJANTES Y PROGRESIVAS, PUEDEN CLASIFICARSE EN GRUPOS DE
TRES, EN DONDE LA MASA ATÓMICA DEL ELEMENTO INTERMEDIO ES
APROXIMADAMENTE IGUAL AL PROMEDIO DE LAS MASAS ATÓMICAS DE
LOS ELEMENTOS EXTREMOS”.
TRIADA MASA ATOMICA MASA REAL
Li
Na
K
6,9
23,0
39,1
22,99
Ca
Sr
Ba
40,0
88,6
137,3
87,63
b) En 1864, el británico John Alexander NEWLANDS descubrió la llamada LEY DE LAS
OCTAVAS DE NEWLANDS, clasificó a los elementos químicos conocidos de acuerdo
a sus masas atómicas, colocándoles en orden creciente de las mismas, encontrando que
el primer elemento era semejante al octavo elemento, el segundo al noveno, y así
sucesivamente. Esta ley se enuncia así: “SI SE ORDENA A LOS ELEMENTOS
QUÍMICOS DE ACUERDO A SUS MASAS ATÓMICAS CRECIENTES EN
GRUPOS DE SIETE, LAS PROPIEDADES DE UN ELEMENTO SE REPITEN EN
EL OCTAVO ELEMENTO”.
H
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Cr Ti Mn Fe Co, Ni
Cu Zn Y In As Se Br
Rb Sr La, Ce Zr Nb, Mo Ru, Rh Pd
Ag Cd U Sn Te I
Cs Ba, V

42
c) En 1869 el ruso Dimitri MENDELEIEV y el alemán Lothar MEYER
independientemente uno del otro ordenaron a los elementos en orden creciente de
acuerdo a los pesos atómicos, observando que muchas propiedades físicas y químicas
variaban periódicamente, estableciendo la ley que establece que: “LAS PROPIEDADES
FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES PERIÓDICAS
DE SU MASA ATÓMICA”, conocida como LEY PERIODICA.
I
R2O
II
RO
III
R2O3
IV
RO2
V
R2O5
VI
RO3
VII
R2O7
VIII
RO4
H
Li
Na
K
Cu
Ag
Cs
Be
Mg
Ca
Zn
Cd
Ba
B
Al
?
?
In
C
Si
Ti
?
Sn
N
P
V
As
Sb
O
S
Cr
Se
Te
F
Cl
Mn
Br
I
Fe, Co, Ni
Ru, Rh, Pd
d) En 1914, el físico inglés Henry MOSELEY muestra que el número atómico debe
responder a la constitución íntima del átomo y no ser tan solo un lugar de colocación del
elemento en una tabla de clasificación de los mismos, determinando que representa el
número de cargas positivas o protones del núcleo y es exactamente igual al número de
cargas negativas o electrones de la envoltura, porque el átomo es el eléctricamente
neutro, estableciendo la ley, que dice: “LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS
DE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES PERIÓDICAS DEL NUMERO
ATÓMICO”. Esta clasificación constituye la base de la tabla periódica actual.
2. BASES DE LA CLASIFICACION PERIODICA:
Las propiedades de los elementos son función de la estructura electrónica de sus átomos,
más específicamente del ordenamiento de los electrones en los niveles de energía más
externos.
Los elementos con un ordenamiento similar de electrones en los orbitales externos se
agrupan en COLUMNAS VERTICALES, y los elementos con el mismo número cuántico
principal (n) máximo para la estructura electrónica fundamental del átomo, se agrupan en
FILAS HORIZONTALES.
3. DISTRIBUCION DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA:
Sabemos que los ELEMENTOS son sustancias puras, formadas por una sola clase de
átomos. La mayoría de elementos se encuentran en estado SOLIDOS, dos en estado
LÍQUIDO (Mercurio y Bromo) a la temperatura ambiente y once existen en la naturaleza en
forma de GAS (6 Gases Nobles, Nitrógeno, Oxígeno, Hidrógeno, Flúor, Cloro). Algunos

43
elementos son radiactivos, otros son extremadamente raros y otros solamente pueden
obtenerse en el laboratorio.
La actual tabla periódica consta de todos los elementos conocidos, los mismos que están
colocados en orden creciente de sus números atómicos, en filas horizontales, llamados
PERIODOS y en columnas verticales, llamados GRUPOS o FAMILIAS.
En la parte inferior de la tabla, existen dos filas horizontales que corresponden a la serie
LANTANIDA Y ACTINIDA, conocidas como TIERRAS RARAS.
En la siguiente tabla se muestra la distribución de los elementos en los diferentes grupos y
períodos:
0
IA IIA
1
H
1,01
Número Atómico
Símbolo
Peso Atómico IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
4,00
3
Li
6,94
4
Be
9,01
5
B
10,8
6
C
12,0
7
N
14,0
8
O
15,9
9
F
18,9
10
Ne
20,2
11
Na
22,9
12
Mg
24,3 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
13
Al
26,9
14
Si
28,1
15
P
30,9
16
S
32,1
17
Cl
35,5
18
Ar
39,9
19
K
39,1
20
Ca
40,1
21
Sc
44,9
22
Ti
47,9
23
V
50,9
24
Cr
51,9
25
Mn
55,0
26
Fe
55,8
27
Co
58,8
28
Ni
58,9
29
Cu
63,5
30
Zn
65,4
31
Ga
69,7
32
Ge
72,6
33
As
74,9
34
Se
78,9
35
Br
79,9
36
Kr
83,8
37
Rb
85,5
38
Sr
87,6
39
Y
88,9
40
Zr
91,2
41
Nb
92,9
42
Mo
95,9
43
Tc
98
44
Ru
101
45
Rh
103
46
Pd
106
47
Ag
108
48
Cd
112
49
In
115
50
Sn
119
51
Sb
122
52
Te
128
53
I
127
54
Xe
131
55
Cs
133
56
Ba
137
57
La
139
72
Hf
179
73
Ta
181
74
W
184
75
Re
186
76
Os
190
77
Ir
192
78
Pt
195
79
Au
197
80
Hg
201
81
Tl
204
82
Pb
207
83
Bi
209
84
Po
210
85
At
210
86
Rn
222
87
Fr
223
88
Ra
226
89
Ac
227
104
Rf
261
105
Db
262
106
Sg
263
107
Bh
264
108
Hs
265
109
Mt
266
110
Ds
272
58
Ce
140
59
Pr
141
60
Nd
144
61
Pm
147
62
Sm
150
63
Eu
152
64
Gd
157
65
Tb
159
66
Dy
163
67
Ho
165
68
Er
167
69
Tm
169
70
Yb
173
71
Lu
175
90
Th
232
91
Pa
231
92
U
238
93
Np
237
94
Pu
242
95
Am
243
96
Cm
247
97
Bk
247
98
Cf
249
99
Es
254
100
Fm
253
101
Md
256
102
No
254
103
Lw
257

44
En la siguiente tabla se pueden observar la distribución de los elementos en la corteza
terrestre:
ELEMENTO % EN PESO
Oxígeno
Silicio
Aluminio
Hierro
Calcio
Sodio
Potasio
Magnesio
Hidrógeno
Titanio
Cloro
Fósforo
Manganeso
Carbono
Azufre
Bario
Nitrógeno
Flúor
Otros
49,20
25,67
7,50
4,71
3,39
2,63
2,40
1,93
0,87
0,58
0,19
0,11
0,09
0,08
0,06
0,04
0,03
0,03
0,47
En la siguiente tabla se muestra la distribución de los elementos en el cuerpo humano:
ELEMENTO % EN PESO
Oxígeno
Carbono
Hidrógeno
Nitrógeno
Calcio
Fósforo
Otros
65,0
18,0
10,0
3,0
2,0
1,2
0,8
En la siguiente tabla se muestra la composición de la atmósfera terrestre:

45
ELEMENTO % EN FRACCION MOLAR
Nitrógeno
Oxígeno
Argón
Anhídrido Carbónico
Neón
Helio
Metano
Kriptón
Hidrógeno
Oxido Nitroso
Xenón
78,084
20,948
0,934
0,033
0,001818
0,000524
0,0002
0,000114
0,00005
0,00005
0,0000087
a) GRUPOS O FAMILIAS:
Son las columnas verticales de elementos, las mismas que se encuentran numeradas
(Numeración Romana) seguidas de las letras A o B. Cada columna reúne a los elementos
que tienen propiedades químicas idénticas y valencia semejantes.
En los GRUPOS se encuentran los elementos que en su distribución electrónica tienen el
mismo número de electrones, estos se encuentran en el mismo subnivel, a continuación se
muestra la distribución electrónica de los elementos del grupo IA, estos tienen en el
subnivel s un solo electrón:
Li (Z=3): 1s2
, 2s1
Na (Z=11): 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s1
K (Z=19): 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s1
Rb (Z=37): 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s1
Cs (Z=55): 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
, 4d10
, 5p6
, 6s1
Fr (Z=87): 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
, 4d10
, 5p6
, 6s2
, 4f14
, 5d10
, 6p6
, 7s1
Existen 18 columnas que forman nueve grupos:
- Los grupos I a VII, A y B: 14 columnas
- El grupo VIII: 3 columnas
- El grupo 0: 1 columna
Algunos grupos reciben nombres especiales: IA: Alcalinos
IIA: Alcalino–Térreos
VIIA: Halógenos
0: Gases Nobles

46
El significado de las letras A y B, es el siguiente:
A: Elementos representativos, su distribución electrónica termina en subniveles s o p.
B: Elementos de transición, incluido el grupo VIII, su distribución termina en d o f.
El HIDROGENO, no pertenece a ningún grupo de la tabla periódica, a pesar que tiene una
distribución electrónica parecida a la familia IA, por tanto ocupa un casillero especial
debido a sus características físicas y químicas.
En los grupos o familias están los elementos que tienen el mismo número de electrones de
valencia es decir que los electrones que se ubican por el último nivel de energía, estos
electrones determinan que las propiedades de los elementos pertenecientes a mismo sean
semejantes.
b) PERIODOS:
Con este nombre se conocen a las filas horizontales de elementos. Son en número de siete,
ordenados según sus números atómicos en orden creciente.
PERIODO NUMERO DE ELEMENTOS INICIA TERMINA
1
2
3
4
5
6
7
2
8
8
18
18
32
20 (Incompleto)
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
106
Existen dos series bajo el bloque principal de la tabla, como se muestra a continuación:

47
La serie de los Lantánidos y de los Actínidos, conocidas como Tierras Raras, tienen las
siguientes características:
Lantánidos (14 elementos) Ce – Lu (Sexto Periodo)
Actínidos (14 elementos) Th – Lr (Séptimo Periodo)
El NUMERO DEL PERIODO, nos indica los niveles de energía que tienen todos los
elementos pertenecientes al mismo. A continuación se muestra la distribución electrónica
de los elementos del segundo período:
Li (Z=3): 1s2
, 2s1
Be (Z=4): 1s2
, 2s2
B (Z=5): 1s2
, 2s2
, 2p1
C (Z=6): 1s2
, 2s2
, 2p2
N (Z=7): 1s2
, 2s2
, 2p3
O (Z=8): 1s2
, 2s2
, 2p4
F (Z=9): 1s2
, 2s2
, 2p5
Ne (Z=10): 1s2
, 2s2
, 2p6
BLOQUES:
Recordemos que la Tabla Periódica está constituida de tal manera que los elementos de
propiedades semejantes están dispuestos en una misma columna vertical o grupo.
Recordemos igualmente que estos grupos están organizados de la siguiente manera:
s s
s
p
d
f
Las similitudes en cuanto a la disposición de los electrones están estrechamente
relacionadas con la posición en la tabla periódica. En la siguiente tabla se muestra la
saturación de los diferentes subniveles:

48
s1
s2
s1
s2
p1
p2
p3
p4
p5
p6
d1
d2
d3
d4
d5
d6
d7
d8
d9
d10
f1
f2
f3
f4
f5
f6
f7
f9
f9
f10
f11
f12
f13
f14
A continuación se muestran los subniveles en los que se encuentran los electrones de
valencia:
IA: ns1
IIIB: ns2
, (n–1)d1
IIA: ns2
IVB: ns2
, (n–1)d2
IIIA: ns2
, np1
VB: ns2
, (n–1)d3
IVA: ns2
, np2
VIB: ns1
, (n–1)d5
VA: ns2
, np3
VIIB: ns2
, (n–1)d5
VIA: ns2
, np4
VIIIB: ns2
, (n–1)d6
VIIA: ns2
, np5
ns2
, (n–1)d7
0: ns2
, np6
ns2
, (n–1)d8
IB: ns1
, (n–1)d10
IIB: ns2
, (n–1)d10
CARACTER QUIMICO:
La tabla periódica esta dividida en dos grandes grupos de elementos, tomando en cuenta el
carácter químico de los mismos. Estos dos grandes grupos son:
a) METALES:
Todos los estos elementos se encuentran sombreados en la siguiente tabla:

49
Son sólidos en su mayoría, caracterizados por su brillo, dureza, ductilidad, maleabilidad,
conductividad eléctrica y del calor, ser electropositivos, formar óxidos básicos, alta
densidad, etc.
Los metales tienden a ceder electrones cuando experimentan reacciones químicas, es decir
tienen estados de oxidación positivos, al perder electrones se transforman en iones
positivos.
Se localizan en la parte izquierda de la tabla periódica. Según su localización, los metales
tienen uno, dos o tres electrones en su nivel más externo de energía.
Los elementos que son metales típicos son los Alcalinos y Alcalino-Térreos. A medida que
aumenta el número atómico dentro de un período, las propiedades metálicas van
disminuyendo gradualmente. En el centro de la tabla tenemos elementos que poseen
propiedades intermedias, es decir conservan aún propiedades de los metales y de los no
metales.
b) NO METALES:
Pueden ser gases, sólidos o líquidos de bajos puntos de fusión, son malos conductores de la
corriente eléctrica y del calor. Son electronegativos, debido a que en las combinaciones
químicas tratan de ganar electrones o compartirlos. Cuando se unen al Oxígeno forman
Oxidos Acidos, tienen densidad baja. Estos elementos se encuentran a la derecha de la tabla
periódica.
Los elementos no metales son los siguientes:
IIIA IVA VA VIA VIIA
B C
Si
N
P
As
Sb
O
S
Se
Te
F
Cl
Br
I
At

50
Dentro de este grupo hay que incluir al Hidrógeno (H). En el grupo de los no metales se
incluyen los gases nobles.
c) GASES NOBLES:
Denominados también GASES INERTES, por su actividad química nula. Presentan en su
estructura 8 electrones en el último nivel de energía, excepto el He que tiene solo dos; lo
que les confiere una extraordinaria estabilidad química.
Se ubican en la primera columna de la derecha. Presentan INERCIA QUIMICA
ABSOLUTA, no se combinan entre sí y constan de átomos que se unen unos con otro. La
molécula que tienen es monoatómica y la estructura de sus átomos ofrece una estabilidad
perfecta.
A continuación se registran los gases nobles en el grupo VIIIA ó Cero (0):
VIIIA (0)
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
EJERCICIOS RESUELTOS:
Determinar bloque, grupo, periodo, valencia, carácter químico, estados de oxidación,
número atómico, símbolo del elemento cuyos números cuánticos del último electrón son:

51
1) 4, 2, 0, –1/2
Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos:
d

–2 –1 0 +1 +2
Se trata del tercer electrón del subnivel 4d, como es el último electrón, su distribución
electrónica es: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
, 4d3
; por lo que podemos
establecer las siguientes características:
B: d
G: VB
P: 5
V: 5
CQ: METAL
EO: +1 a + 5
Z: 41
S: Nb
#niveles: 5
#subniveles: 10
#orbitales: 24  # orbitales con e–
apareados: 19
# orbitales con e–
no apareados: 3
# orbitales sin electrones: 2
2) 3, 1, +1, –1/2
Graficando el electrón utilizando los orbitales del subnivel p, tenemos:
p

–1 0 +1
Igual que en el ejercicio anterior, se trata del tercer electrón del subnivel 3p; de donde
su distribución electrónica es: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p3
. Sus características son:
B: p
G: VA
P: 3
4
3

52
V: 5
CQ: NO METAL
EO: –3, +1, + 5
Z: 15
S: Sb
#niveles: 3
#subniveles: 5
apareados: 6
no apareados: 3
3) 5, 0, 0, +1/2
Graficando el electrón a través de los orbitales, tenemos:
s

0
Igual que en caso anterior, se trata del segundo electrón del subnivel 5s, por lo que la
distribución electrónica es: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
; por lo que las
características son:
B: s
G: IIA
P: 5
V: 2
CQ: METAL
EO: +2
Z: 38
S: Sr
#niveles: 5
#subniveles: 9
apareados: 19
no apareados: 0
4) 5, 2, +2, –1/2
Graficando el electrón en los orbitales del subnivel d, tenemos:
5

53
d

–2 –1 0 +1 +2
Se trata del quinto electrón del subnivel 5d, por lo que la distribución electrónica del
átomo es: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 4s2
, 3d10
, 4p6
, 5s2
, 4d10
, 5p6
, 6s2
, 4f14
, 5d5
; y sus
características son:
B: d
G: 7B
P: 6
V: 7
CQ: METAL
EO: +7
Z: 75
S: Re
#niveles: 5
#subniveles: 14
apareados: 35
no apareados: 5
4. RESUMEN DE LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS:
GRUPO A: ELEMENTOS REPRESENTATIVOS:
EL HIDROGENO:
El Hidrógeno, es el primer elemento de la tabla periódica, es el más abundante del universo.
Se combina con el oxígeno para formar el agua, H2O; que es el compuesto más abundante
en la Tierra, cubriendo las tres cuartas partes de la superficie del planeta.
5

54
El hidrógeno se ha convertido en un combustible muy importante.
En la mayoría de tablas periódicas se coloca al hidrógeno en el grupo IA porque tiene un
solo electrón de valencia, como los demás elementos de este grupo. Es un gas diatómico,
H2, y su química es muy diferente de la de los metales alcalinos típicos.
Como el hidrógeno, al igual que el flúor y el cloro, necesita un electrón más para llenar un
nivel de energía, ciertas tablas periódicas lo presentan al lado del helio, pero la química del
hidrógeno no se parece a la de los halógenos. Para resaltar las características peculiares del
hidrógeno, algunas tablas periódicas presentan a este elemento por separado, en la parte
central superior de las mismas.
a) GRUPO IA:
Formado por los elementos: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs),
Francio (Fr). Constituye el grupo de metales más activos químicamente.
Se les conoce con el nombre de METALES ALCALINOS, debido a que reaccionan
violentamente con el agua, formando bases fuertes:
2 Na + H2O  2 Na(OH) + H2
La velocidad de reacción con el agua aumenta conforme se incrementa el número atómico
en el grupo.
Ninguno de estos electrones se encuentran libres en la naturaleza y todos pueden prepararse
por la electrólisis de sales secas y fundidas. El elemento Francio, Fr, se forma en ciertos
procesos radioactivos naturales.
Son metales muy ligeros, se oxidan con facilidad en aire húmedo.

55
Son metales plateados (blanco plateado), su brillo debe ser determinado apenas se cortan,
ya que la acción del Oxígeno los opaca violentamente (se oxidan). Los elementos son
comparativamente blandos, es decir pueden cortarse fácilmente.
Poseen bajos puntos de fusión y ebullición. Los puntos de fusión, de ebullición y la dureza
disminuyen al aumentar el número atómico.
Cada elemento del grupo tiene el mayor radio atómico y el radio iónico más grande que
cualquier elemento de su periodo.
Son buenos conductores del calor y la electricidad. Poseen muy bajas densidades.
La distribución electrónica ns1
determina la presencia de 1 electrón en el subnivel s, por lo
que la valencia es 1 y su estado de oxidación +1.
b) GRUPO IIA:
Formado por los elementos: Berilio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca), Estroncio (Sr),
Bario (Ba), Radio (Ra). Son altamente electropositivos y constituyen el segundo grupo de
elementos más radioactivos.
Se les conoce como METALES ALCALINO TERREOS, son menos activos que los del
grupo IA, reaccionan con el agua, siempre lo hacen con agua caliente o con vapor de agua,
formando hidróxidos:
Ca + H2O 

Ca(OH)2 + H2
Todos son metales duros y más densos que los del grupo IA, no se cortan fácilmente.
Son blancos y con lustre plateado. Son buenos conductores del calor y la electricidad.

56
Debido a su mayor carga nuclear, cada elemento del grupo IIA tiene un radio atómico más
pequeño que el del metal de IA de su periodo.
Puesto que los átomos de los elementos del IIA son más pequeños y tienen dos electrones
de valencia en lugar de uno, tienen puntos de ebullición y fusión más altos y densidades
mayores que los metales del IA.
Su distribución electrónica termina en subniveles ns2
, por lo que su valencia es 2 y su
estado de oxidación +2.
c) GRUPO IIIA:
Esta formado por los siguientes elementos: Boro (B), Aluminio (Al), Galio (Ga), Indio (In),
Talio (Tl); en donde el Boro es un no metal, el Aluminio un semimetal (elemento que tiene
más propiedades metálicas que no metálicas, es un metal de baja densidad), el Galio, Indio
y Talio son metales representativos.
La distribución electrónica termina en los subniveles ns2
, np1
; por lo que su valencia es 3 y
los estados de oxidación son:
B: –3, +3
Al: +3
Ga: +3
In: +3
Ti: +3
d) GRUPO IVA:

57
Esta constituido por los elementos: Carbono (C), Silicio (Si), Germanio (Ge), Estaño (Sn),
Plomo (Pb); donde el Carbono y el Si son no metales; el Germanio es un semimetal, sus
propiedades son más metálicas que no metálicas; el Estaño y el Plomo son verdaderamente
metales aunque les quedan algunos vestigios de no metales.
El Carbono es el componente fundamental de los seres vivos.
Tiene la capacidad de formar compuestos en los cuales se enlazan entre sí, muchos átomos
de carbono en cadenas o anillos, propiedad que explica el gran número de compuestos
orgánicos. Las diferencias en la disposición de los átomos de Carbono explican la dureza
del diamante y la naturaleza resbaladiza del grafito negro. A las formas distintas de un
mismo elemento, como éstas, se les llama ALOTROPOS.
El Silicio, es el segundo elemento más abundante de la corteza terrestre (26%), pero no se
encuentra como elemento libre.
La distribución electrónica nos muestra la presencia de subniveles: ns2
, np2
; lo que
determina que la valencia es 4 y sus estados de oxidación, los siguientes:
C: –4, +2 (solo en el compuesto CO), +4
Si: –4, +4
Ge: +4
Sn: +2, +4
Pb: +2, +4
e) GRUPO VA:

58
Formado por los elementos: Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb) y
Bismuto (Bi); el Nitrógeno, Fósforo y Arsénico son no metales; el Antimonio es un
semimetal con acentuadas propiedades de no metal y el Bismuto es un metal.
El Nitrógeno, es un gas que tiene la característica de formar moléculas diatómicas (N2)
constituye el 78% en volumen del aire, su actividad química a la temperatura de laboratorio
es casi nula, debido a esta característica se utiliza como agente transportador en
cromatografía de gases.
El Fósforo, Arsénico y Antimonio son sólidos y forman generalmente moléculas
tetratómicas.
El Fósforo es el único miembro del grupo que no se presenta en la naturaleza como
elemento libre, también presenta ALOTROPIA, propiedad de presentarse en dos o más
formas en un mismo estado físico, generalmente el sólido; en la naturaleza existe fósforo
blanco y rojo, el fósforo blanco es más activo.
Sus electrones de valencia están en subniveles ns2
, np3
; por lo que la valencia es 5 y sus
estados de oxidación los siguientes:
N: –3, +1, +2, +3, +4, +5
P: –3, +3, +5
As: –3, +3, +5
Sb: –3, +3, +5
Bi: +3, +5 (solo en ácidos)
f) GRUPO VIA:

59
Incluye a los elementos: Oxígeno (O), Azufre (S), Selenio (Se), Teluro (Te) y Polonio (Po);
Oxígeno, Azufre, Selenio y Teluro son no metales, y el Polonio es un metal producto de la
desintegración radioactiva del Radio.
El Oxígeno, es el más importante y abundante del grupo. Constituye el 21% en volumen del
aire y el 49,5% en peso de la corteza terrestre. Forma moléculas diatómicas, es un gas (O2)
y su forma alotrópica es el Ozono (O3).
El Azufre es un sólido que forma moléculas octoatómicas (S8), en reacciones químicas se
usa generalmente como monoatómico.
El Selenio y Teluro, se consideran METALOIDES (parecido al metal) por su brillo
metálico característico. La distribución electrónica presenta subniveles de tipo ns2
, np4
; de
donde la valencia es 6 y los estados de oxidación los siguientes:
O: –2, –1 (solo en peróxidos)
S: –2, +2 (solo en el compuesto SO), +4, +6
Se: –2, +4, +6
Te: –2, +4, +6
Po: +2, +4, –2 (solo en el compuesto inestable: H2Po)
g) GRUPO VII A:

60
Formado por: Fluor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) y Astato (At); se les conoce como
HALOGENOS, que significa "Formadores de Sales".
Todos son no metales, el Flúor y el Cloro gases; el Bromo el único no metal líquido; el Iodo
y el Astato son sólidos.
Bajo condiciones ordinarias, los halógenos existe como moléculas diatómicas con un enlace
covalente sencillo que une a los átomos de una molécula.
Estos elementos, con excepción del Astato, se encuentran extensamente difundidos en la
naturaleza en forma de sales haloides.
El Flúor, es un gas amarillo pálido, tiene una gran tendencia a ganar electrones. Se emplea
en la producción de compuestos con carbono llamados Fluorocarbonos, como el Freón–12
(CCl2F2), que se utiliza como refrigerante en aparatos de aire acondicionado.
El Cloro es un gas amarillo verdoso de olor irritante, se emplea en la producción de papel,
textiles, blanqueadores, medicamentos, insecticidas, pinturas, plásticos y muchos otros
productos de consumo.
El Bromo es el único elemento no metálico líquido a temperatura ambiente, es de color rojo
sangre muy picante y venenoso; se utiliza en la producción de sustancias químicas para
fotografía, colorantes.
El Iodo a temperatura ambiente es un sólido cristalino de color gris metálico, cuando se
calienta se SUBLIMA, es decir se transforma directamente al estado de gas, esta presente
en ciertos vegetales marinos, como las algas.
El Astato se encuentra en la naturaleza en cantidades extremadamente pequeñas como un
producto intermedio de corta vida de los procesos naturales de desintegración radioactiva,
se cree que la cantidad total de este elemento en la corteza terrestre es menor que 30
gramos.
La distribución electrónica nos determina la presencia de subniveles ns2
, np5
; por tanto la
valencia del grupo es 7 y los estados de oxidación son:
F: –1
Cl: –1, +1, +3, +5, +7
Br: –1, +1, +3, +5, +7
I: –1, +1, +3, +5, +7
At: –1, +1, +7

61
h) GRUPO VIIIA o CERO (0):
Formado por: Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Kriptón (Kr), Xenón (Xe) y Radón (Rn).
Conocidos como GASES INERTES o NOBLES.
Forman moléculas monoatómicas. Se caracterizan por poseer subniveles s y p saturados con
el número máximo de electrones, excepto el He (ns2
), lo que les proporciona gran
estabilidad, lo que explica la naturaleza no reactiva de estos elementos.
Los átomos de los gases nobles son tan inertes químicamente, que no forman enlaces como
lo hacen los otros átomos de elementos gaseosos, en la constitución de sus moléculas. Se
han preparado compuestos en los que un gas inerte esta unido a elementos fuertemente
electronegativo, como el Oxígeno y el Flúor. Los compuestos XeF4, XeOF4 y XeO3 se han
obtenido en cantidades apreciables.
Todos los gases nobles o inertes, excepto el radón, están presentes en la atmósfera y son
producto de la destilación fraccionada del aire. El Argón existe en proporción apreciable,
mientras los otros cuatro solo están presentes en muy pequeñas cantidades.
El Helio, es un gas que se extrae del gas de los pantanos o gas natural.
El Radón, se encuentra asociado con los minerales de Radio y es un producto de la
desintegración del mismo, no existe prácticamente en la atmósfera debido a su elevada
inestabilidad. Se encuentra cerca de las cámaras magmáticas de los volcánes.
GRUPOS B: ELEMENTOS DE TRANSICION:
Presentan alta conductividad térmica y eléctrica. Tienen la tendencia de formar iones
complejos, debido a la presencia de orbitales parcialmente saturados.
Forman compuestos con una gran variedad de estados de oxidación, debido a que los
electrones de los subniveles ns y (n–1)d se diferencian muy poco.

62
Se observan estados de oxidación altos, los más estables y estados de oxidación bajos, los
menos estables, a medida que aumenta el número atómico.
a) GRUPO IIIB:
Formado por Escandio (Sc), Itrio (Y), Lantano (La) y Actinio (Ac). Todos son metales
bastante escasos en la naturaleza y tienen en común muchas propiedades físicas y químicas.
Poseen la configuración electrónica: ns2
, (n–1)dl
, por lo que su valencia es 3, y sus estados
de oxidación pueden ser +2 y +3; siendo el más estable o más común +3.
En la serie de los Lantánidos, se está llenando el subnivel 4f hasta un máximo de 14
electrones, mientras que en la serie de los Actínidos se añade en el subnivel 5f.
b) GRUPO IVB:
Forman parte del grupo: Titanio (Ti), Zirconio (Zr) y Hafnio (Hf). Todos tienen
características metálicas. El Titanio constituye aproximadamente el 0,4% de la corteza
terrestre. El Hafnio se utiliza en industria nuclear por su capacidad para absorber neutrones.

63
Poseen la configuración electrónica: ns2
, (n–1)d2
. Su valencia es 4, y sus estados de
oxidación pueden ser +2, +3 y +4, siendo el más estable el +4.
c) GRUPO VB:
Formado por los siguientes elementos: Vanadio (V), Niobio (Nb) y Tantalio (Ta). Son
metales de color gris. La configuración electrónica externa es ns2
, (n–1)d3
; que determina
que la valencia sea 5 y sus estados de oxidación desde +2 a +5, el más estable es +5.
d) GRUPO VIB:
Sus elementos son Cromo (Cr), Molibdeno (Mo), Wolframio o Tungsteno (W). Verdaderos
metales que se funden a temperaturas muy altas. Se considera integrante de este grupo el
Uranio (U), por sus propiedades físicas y químicas semejantes.
La distribución electrónica termina en subniveles de tipo: ns1
, (n–1)d5
dada por el
PRINCIPIO DE ESTABILIDAD del subnivel d. Su valencia es 6 y los estados de oxidación
son:

64
Cr: +2, +3, +6 (solo en ácidos)
Mo: +2, +3, +4, +5, +6
W: +2, +3, +4, +5, +6
U: +2, +4, +6
e) GRUPO VII B:
Formado por los elementos Manganeso (Mn), Tecnecio (Tc) y Renio (Re). El más
importante de estos elementos es el Manganeso, el Tecnesio se obtiene sólo en forma
artificial y el Renio es un elemento raro que se encuentra en cantidades muy pequeñas en la
naturaleza.
La distribución electrónica presenta subniveles de tipo: ns2
, (n–1)d5
; lo que determina que
la valencia sea 7 y sus estados de oxidación:
Mn: +2, +3, +4 (solo en el compuesto: MnO2), +6 y +7 (en ácidos)
Tc: +7
Re: +7
f) GRUPO VIII B o GRUPO VIII:

65
Es un grupo especial, porque se compone de tres triadas de elementos y su similitud
química es más bien de tipo horizontal. Las triadas son:
1) Hierro (Fe) 2) Rutenio (Ru) 3) Osmio (Os)
Cobalto (Co) Rodio (Rh) Iridio (Ir)
Níquel (Ni) Paladio (Pd) Platino (Pt)
En este grupo se encuentran los llamados METALES NOBLES, muy resistentes a los
agentes químicos: Rodio, Iridio, Paladio, Platino.
Presentan subniveles del tipo:ns2
, (n–1)d6
ns2
, (n–1)d7
ns2
, (n–1)d8
Sus estados de oxidación son:
Fe: +2, +3, +6 (solo en ácidos)
Co: +2, +3
Ni: +2, +3
Ru: +8
Rh: +4
Pd: +4
Os: +8
Ir : +4
Pt: +2, +4
g) GRUPO IB:
Formado por los elementos: Cobre (Cu), Plata (Ag) y Oro (Au). Son metales que se
encuentran en estado libre en la naturaleza.

66
El Cobre, es el elemento más activo del grupo, el Oro y la Plata son relativamente inertes,
lo que explica que se encuentren en estado libre. El Oro y la Plata pertenecen también al
grupo de los METALES NOBLES.
Son bastante dúctiles y maleables tienen altas densidades y puntos de fusión.
Son metales relativamente pocos fusibles y óptimos conductores del calor y la electricidad.
La distribución electrónica termina en subniveles de tipo: ns1
, (n–1)d10
lo que nos
demuestra que el subnivel d está saturado, por lo que los electrones de éste no intervienen
en las reacciones químicas. Su valencia es 1 y sus estados de oxidación son:
Cu: +1, +2
Ag: +1
Au: +1, +3
h) GRUPO IIB:
Los elementos de este grupo son: Zinc (Zn), Cadmio (Cd), Mercurio (Hg). Conocidos como
ELEMENTOS TERMINALES, ya que sus propiedades se asemejan más a los grupos A que
a los elementos de transición. Pertenecen a los llamados METALES PESADOS, por sus
densidades relativamente altas. El Mercurio, es el único metal que existe en estado
LÍQUIDO en condiciones normales. Es el metal que se utiliza en las AMALGAMAS.
La distribución electrónica termina en: ns2
, (n–1)d10
; siendo su valencia 2. En las reacciones
químicas intervienen los electrones de s, ya que d esta saturado. Los estados de oxidación
son:
Zn: +2
Cd: +2
Hg: +1, +2

67
A continuación se muestra una tabla, en la que se registran algunas propiedades de los
elementos:
Z ELEMENTO SIMBOLO
PESO
ATOMICO
ESTADO
OXIDACION
89
13
95
51
18
33
85
16
56
4
97
83
5
35
48
20
98
6
58
55
40
17
27
29
36
24
96
66
99
68
21
50
38
63
100
9
15
87
64
31
Actinio
Aluminio
Americio*
Antimonio
Argón
Arsénico
Astato
Azufre
Bario
Berilio
Berquerelio*
Bismuto
Boro
Bromo
Cadmio
Calcio
Californio*
Carbono
Cerio
Cesio
Circonio
Cloro
Cobalto
Cobre
Criptón
Cromo
Curio*
Disprosio
Einstenio*
Erbio
Escandio
Estaño
Estroncio
Europio
Fermio*
Fluor
Fósforo
Francio
Gadolinio
Galio
Ac
Al
Am
Sb
Ar
As
At
S
Ba
Be
Bk
Bi
B
Br
Cd
Ca
Cf
C
Ce
Cs
Zr
Cl
Co
Cu
Kr
Cr
Cm
Dy
Es
Er
Sc
Sn
Sr
Eu
Fm
F
P
Fr
Gd
Ga
227,0278
26,9815
(243)
121,75
39,948
74,9216
(210)
32,066
137,27
9,0122
(247)
208,9804
10,811
79,904
112,411
40,08
(251)
12,0111
140,115
132,9054
91,224
35,453
58,9332
63,546
83,80
51,996
(247)
162,50
(252)
167,26
44,9559
118,710
87,62
151,985
(257)
18,9984
30,9738
(223)
157,25
69,723
+3
+3
+3
–3, +3, +5
–3, +3, +5
–1, +1, +7
–2, +2, +4, +6
+2
+2
+2
+3
–3, +3
–1, +1, +3, +5, +7
+2
+2
+3
–4, +2, +4
+3
+1
+2
–1, +1, +3, +5, +7
+2, +3
+1, +2
+2, +3, +6
+3
+3
+3
+3
+3
+2, +4
+2
+3
+3
–1
–3, +3, +5
+1
+3
+3

68
32
72
2
1
26
67
49
77
57
103
3
71
12
25
101
80
42
60
10
93
41
28
7
102
79
76
8
46
47
78
82
94
84
19
59
61
91
88
86
75
45
37
44
62
34
Germanio
Hafnio
Helio
Hidrógeno
Hierro
Holmio
Indio
Iridio
Lantano
Laurencio*
Litio
Lutecio
Magnesio
Manganeso
Mendelevio*
Mercurio
Molibdeno
Neodimio
Neón
Neptunio
Niobio
Níquel
Nitrógeno
Nobelio*
Oro
Osmio
Oxígeno
Paladio
Plata
Platino
Plomo
Plutonio
Polonio
Potasio
Praseodimio
Promecio
Protactinio
Radio
Radón
Renio
Rodio
Rubidio
Rutenio
Samario
Selenio
Ge
Hf
He
H
Fe
Ho
In
Ir
La
Lw
Li
Lu
Mg
Mn
Mv
Hg
Mo
Nd
Ne
Np
Nb
Ni
N
No
Au
Os
O
Pd
Ag
Pt
Pb
Pu
Po
K
Pr
Pm
Pa
Ra
Rn
Re
Rh
Rb
Ru
Sm
Se
72,61
178,49
4,0026
1,0079
55,847
164,9304
114,82
192,22
138,9055
(260)
6,941
174,97
24,305
54,9380
(258)
200,59
95,94
144,24
20,1797
237,0482
92,9064
58,69
14,0067
(256)
196,9665
190,20
15,9994
106,42
107,868
195,08
207,19
(242)
(210)
39,098
140,9077
(145)
231,0359
226,0254
(222)
186,207
102,9055
85,4678
101,07
150,36
78,98
+4
+4
–1, +1
+2, +3, +6
+3
+3
+6
+3
+3
+1
+3
+2
+2, +3, +4, +6, +7
+1
+1, +2
+6
+3
+3
+5
+2, +3
–3, +1, +2, +3, +4, +5
+3
+1, +3
+6
–1, –2
+4
+1
+2, +4
+2, +4
+3
+6
+1
+3
+3
+5
+2
+7
+6
+1
+6
+3
–2, +2, +4, +6

69
14
11
81
73
43
52
65
22
90
69
74
92
23
54
53
70
39
30
Silicio
Sodio
Talio
Tantalio
Tecnecio
Teluro
Terbio
Titanio
Torio
Tulio
Tungsteno
Uranio
Vanadio
Xenón
Yodo
Yterbio
Ytrio
Zinc
Si
Na
Tl
Ta
Tc
Te
Tb
Ti
Th
Tm
W
U
V
Xe
I
Yb
Y
Zn
28,086
22,9898
204,383
180,9479
(98)
127,60
158,925
47,88
232,0381
168,9342
183,85
238,029
50,9415
131,29
126,9045
173,04
88,9059
65,39
–4, +4
+1
+3
+5
+3
–2, +2, +4, +6
+3
+4
+4
+3
+6
+6
+5
–1, +1, +3, +5, +7
+3
+3
+2
* Elementos Transuránicos–Sintéticos.
Los Pesos Atómicos con paréntesis, corresponden a los isótopos más estables.

70
5. PROPIEDADES PERIODICAS:
a) DENSIDAD:
Se define como la concentración de la materia, medida a través de la masa por unidad
de volumen (masa/longitud3
). En las sustancias sólidas y líquidas, las unidades de
densidad son g/cm3
ó g/ml; en los gases, g/litro.
V
m
d
Volumen
Masa
Densidad 


A continuación se muestran datos de densidades para algunos elementos:
0
IA IIA
1
H
0,07
Número Atómico
Símbolo
Densidad (g/ml) IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
0,13
3
Li
0,53
4
Be
1,85
5
B
2,34
6
C
2,26
7
N
0,81
8
O
1,14
9
F
1,51
10
Ne
1,20
11
Na
0,97
12
Mg
13
Al
2,70
14
Si
2,33
15
P
1,82
16
S
2,07
17
Cl
1,56
18
Ar
1,40
19
K
0,86
20
Ca
1,55
21
Sc
3,00
22
Ti
4,51
23
V
6,10
24
Cr
7,19
25
Mn
7,43
26
Fe
7,86
27
Co
8,90
28
Ni
8,90
29
Cu
8,96
30
Zn
7,14
31
Ga
5,91
32
Ge
5,32
33
As
5,72
34
Se
4,79
35
Br
3,12
36
Kr
2,60
37
Rb
1,53
38
Sr
2,60
39
Y
4,47
40
Zr
6,49
41
Nb
8,40
42
Mo
10,2
43
Tc
11,5
44
Ru
12,2
45
Rh
12,4
46
Pd
10,5
47
Ag
10,5
48
Cd
8,65
49
In
7,31
50
Sn
7,30
51
Sb
6,62
52
Te
6,24
53
I
4,94
54
Xe
3,06
55
Cs
1,90
56
Ba
3,50
57
La
6,17
72
Hf
13,1
73
Ta
16,6
74
W
19,3
75
Re
21,0
76
Os
22,6
77
Ir
22,5
78
Pt
19,3
79
Au
19,3
80
Hg
13,6
81
Tl
11,9
82
Pb
11,4
83
Bi
9,80
84
Po
9,20
85
At
86
Rn
9,91
87
Fr
88
Ra
5,00
89
Ac
104 105 106 107
58
Ce
6,67
59
Pr
6,77
60
Nd
7,00
61
Pm
62
Sm
7,54
63
Eu
5,26
64
Gd
7,89
65
Tb
8,27
66
Dy
8,54
67
Ho
8,80
68
Er
9,05
69
Tm
9,33
70
Yb
6,98
71
Lu
9,84
90
Th
11,7
91
Pa
15,4
92
U
19,1
93
Np
19,5
94
Pu
19,8
95
Am
11,7
96
Cm
13,5
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
En el siguiente gráfico se observa la variación de esta propiedad en función del número
atómico para el grupo IA:

71
También se muestra la variación de esta propiedad en el segundo periodo:

72
b) RADIO ATOMICO:
Se define como la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos idénticos en un
enlace químico. Se expresa en Å.
0
IA IIA
1
H
0,32
Número Atómico
Símbolo
Radio Atómico (Å) IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
0,93
3
Li
1,55
4
Be
1,12
5
B
0,98
6
C
0,91
7
N
0,92
8
O
0,73
9
F
0,72
10
Ne
0,71
11
Na
1,90
12
Mg
13
Al
1,43
14
Si
1,32
15
P
1,28
16
S
1,27
17
Cl
0,99
18
Ar
0,98
19
K
2,35
20
Ca
1,97
21
Sc
1,62
22
Ti
1,47
23
V
1,34
24
Cr
1,30
25
Mn
1,35
26
Fe
1,26
27
Co
1,25
28
Ni
1,24
29
Cu
1,28
30
Zn
1,38
31
Ga
1,41
32
Ge
1,37
33
As
1,39
34
Se
1,40
35
Br
1,14
36
Kr
1,12
37
Rb
2,48
38
Sr
2,15
39
Y
1,78
40
Zr
1,80
41
Nb
1,46
42
Mo
1,39
43
Tc
1,36
44
Ru
1,34
45
Rh
1,34
46
Pd
1,37
47
Ag
1,44
48
Cd
1,54
49
In
1,66
50
Sn
1,62
51
Sb
1,59
52
Te
1,60
53
I
1,33
54
Xe
1,31
55
Cs
2,67
56
Ba
2,22
57
La
1,87
72
Hf
1,67
73
Ta
1,67
74
W
1,41
75
Re
1,37
76
Os
1,35
77
Ir
1,36
78
Pt
1,39
79
Au
1,46
80
Hg
1,57
81
Tl
1,71
82
Pb
1,75
83
Bi
1,70
84
Po
1,76
85
At
1,45
86
Rn
1,34
87
Fr
88
Ra
89
Ac
1,87
104 105 106 107
58
Ce
1,81
59
Pr
1,82
60
Nd
1,82
61
Pm
1,63
62
Sm
1,81
63
Eu
1,99
64
Gd
1,79
65
Tb
1,80
66
Dy
1,80
67
Ho
1,79
68
Er
1,78
69
Tm
1,77
70
Yb
1,94
71
Lu
1,75
90
Th
1,80
91
Pa
1,61
92
U
1,38
93
Np
1,30
94
Pu
1,51
95
Am
1,73
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
c) RADIO IONICO:
Se refiere cuando el átomo se ha transformado en ion. Los IONES POSITIVOS son
considerablemente más pequeños que el respectivo átomo neutro. En cambio los IONES
NEGATIVOS, son más grandes que el átomo neutro, pero ligeramente. Mientras más
electrones pierdan el átomo más pequeño es el radio iónico y viceversa. Las unidades
son Å.

73
La variación del radio iónico para el grupo IA y el segundo periodo se observa a
continuación:

74
d) VOLUMEN ATOMICO:
Es el volumen ocupado por un at-g del elemento, es decir por 6,022x1023
átomos,
considerando en estado sólido.
Es la relación que se obtiene dividiendo el valor de un átomo-gramo de un elemento
químico por el valor de su densidad. El volumen atómico se expresa en cm3
/mol.
Elemento
del
Densidad
Elemento
del
Gramo
Atomo
Atómico
Volumen


0
IA IIA
1
H
14,1
Número Atómico
Símbolo
Volumen Atómico (cm3
/mol) IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
31,8
3
Li
13,1
4
Be
5,00
5
B
4,60
6
C
5,30
7
N
17,3
8
O
14,0
9
F
17,1
10
Ne
16,8
11
Na
23,7
12
Mg
13
Al
10,0
14
Si
12,1
15
P
17,0
16
S
15,5
17
Cl
18,7
18
Ar
24,2
19
K
45,3
20
Ca
29,9
21
Sc
15,0
22
Ti
10,6
23
V
8,35
24
Cr
7,23
25
Mn
7,39
26
Fe
7,10
27
Co
6,70
28
Ni
6,60
29
Cu
7,10
30
Zn
9,20
31
Ga
11,8
32
Ge
13,6
33
As
13,1
34
Se
16,5
35
Br
23,5
36
Kr
32,3
37
Rb
55,9
38
Sr
33,7
39
Y
19,8
40
Zr
14,1
41
Nb
10,8
42
Mo
9,40
43
Tc
8,50
44
Ru
8,30
45
Rh
8,30
46
Pd
8,90
47
Ag
10,3
48
Cd
13,1
49
In
15,7
50
Sn
16,3
51
Sb
18,4
52
Te
20,5
53
I
25,7
54
Xe
42,9
55
Cs
70,0
56
Ba
39,0
57
La
22,5
72
Hf
13,6
73
Ta
10,9
74
W
9,53
75
Re
8,85
76
Os
8,43
77
Ir
8,54
78
Pt
9,10
79
Au
10,2
80
Hg
14,8
81
Tl
17,2
82
Pb
18,3
83
Bi
21,3
84
Po
22,7
85
At
86
Rn
50,5
87
Fr
88
Ra
45,0
89
Ac
104 105 106 107
58
Ce
21,0
59
Pr
20,8
60
Nd
20,6
61
Pm
62
Sm
19,9
63
Eu
28,9
64
Gd
19,9
65
Tb
19,2
66
Dy
19,0
67
Ho
18,7
68
Er
18,4
69
Tm
18,1
70
Yb
24,8
71
Lu
17,8
90
Th
19,9
91
Pa
15,0
92
U
12,5
93
Np
21,1
94
Pu
95
Am
20,8
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw

75
e) ENERGIA O POTENCIAL DE IONIZACION:
Es la energía necesaria para quitar el electrón más externo al núcleo de un átomo en
estado gaseoso y convertirlo en ION POSITIVO o CATION. Se expresa en calorías.
ATOMO NEUTRO + ENERGIA  ION POSITIVO + 1e–
A continuación se muestran algunos datos de potencial de ionización:
0
IA IIA
1
H
313
Número Atómico
Símbolo
Potencial de Ionización (calorías) IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
567
3
Li
124
4
Be
215
5
B
191
6
C
260
7
N
336
8
O
314
9
F
402
10
Ne
497
11
Na
119
12
Mg
176 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
13
Al
138
14
Si
188
15
P
254
16
S
239
17
Cl
300
18
Ar
363
19
K
100
20
Ca
141
21
Sc
151
22
Ti
158
23
V
156
24
Cr
156
25
Mn
171
26
Fe
182
27
Co
181
28
Ni
176
29
Cu
178
30
Zn
216
31
Ga
138
32
Ge
187
33
As
231
34
Se
225
35
Br
273
36
Kr
323
37
Rb
96
38
Sr
131
39
Y
152
40
Zr
160
41
Nb
156
42
Mo
166
43
Tc
167
44
Ru
173
45
Rh
178
46
Pd
192
47
Ag
175
48
Cd
207
49
In
133
50
Sn
169
51
Sb
199
52
Te
208
53
I
241
54
Xe
280
55
Cs
90
56
Ba
120
57
La
129
72
Hf
127
73
Ta
138
74
W
184
75
Re
182
76
Os
201
77
Ir
212
78
Pt
207
79
Au
213
80
Hg
241
81
Tl
141
82
Pb
171
83
Bi
185
84
Po
85
At
86
Rn
248
87
Fr
88
Ra
89
Ac
104 105 106 107
58
Ce
159
59
Pr
133
60
Nd
145
61
Pm
133
62
Sm
129
63
Eu
131
64
Gd
142
65
Tb
155
66
Dy
157
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
143
71
Lu
115
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw

76
En los siguientes gráficos se observa la variación de esta propiedad en los elementos
del grupo IA y del segundo periodo:

77
f) ELECTROAFINIDAD O AFINIDAD ELECTRONICA:
Es la cantidad de energía invertida para que un átomo neutro en estado gaseoso gane un
electrón extra y le permita convertirse en un ION NEGATIVO o ANION. Se expresa en
kJ/mol.
ATOMO NEUTRO + 1e–
 ION NEGATIVO + ENERGIA
Algunas electroafinidades se muestran en la siguiente tabla:
0
IA IIA
1
H
-73
Número Atómico
Símbolo
Afinidad Electrónica (kJ/mol) IIIA IVA VA VIA VIIA
2
He
+21
3
Li
-60
4
Be
240
5
B
-23
6
C
-123
7
N
0
8
O
-142
9
F
-322
10
Ne
+29
11
Na
-53
12
Mg
230 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
13
Al
-44
14
Si
-120
15
P
-74
16
S
-200
17
Cl
-348
18
Ar
+35
19
K
-48
20
Ca
156
21
Sc
-18
22
Ti
-8
23
V
-50
24
Cr
-64
25
Mn
26
Fe
-15
27
Co
-63
28
Ni
-156
29
Cu
-119
30
Zn
-9
31
Ga
-36
32
Ge
-116
33
As
-77
34
Se
-195
35
Br
-324
36
Kr
+39
37
Rb
-47
38
Sr
168
39
Y
-29
40
Zr
-42
41
Nb
-86
42
Mo
-72
43
Tc
-96
44
Ru
-101
45
Rh
-110
46
Pd
-54
47
Ag
-126
48
Cd
+26
49
In
-34
50
Sn
-121
51
Sb
-101
52
Te
-190
53
I
-295
54
Xe
+40
55
Cs
-46
56
Ba
52
57
La
-48
72
Hf
73
Ta
-14
74
W
-79
75
Re
-14
76
Os
-106
77
Ir
-151
78
Pt
-205
79
Au
-223
80
Hg
+18
81
Tl
-50
82
Pb
-101
83
Bi
-101
84
Po
-170
85
At
-270
86
Rn
+41
87
Fr
88
Ra
89
Ac
-29
104 105 106 107
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lw
Los valores negativos corresponden a energía liberada y los positivos a energía
absorbida.

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