Modelos atómicos conf. electronica de la tabla periodica

UNIVERSIDADPRIVADA ANTENORORREGO QUIMICA GENERAL
MODELOS ATÓMICOS-CONF. ELECTRONICA-TABLAPERIODICA
La Teoría Atómica se basa en la suposición (ratificada después por datos experimentales)
de que la materia no es continua, sino que está formada por partículas distintas. Esta
teoría describe una parte de nuestro mundo material a la que no es posible acceder por
observación directa, y permite explicar las propiedades de las diversas sustancias.
El concepto de átomo ha ido pasando por diversas concepciones, cada una de las cuales
explicó en su momento todos los datos experimentales de que se disponía, pero con el
tiempo fue necesario modificar cada modelo para adaptarlo a los nuevos datos. Cada
modelo se apoya en los anteriores, conservando determinados aspectos y modificando
otros La primera aparición conocida del concepto de átomo procede de una escuela
filosófica griega (Demócrito, Leucipo), la cual consideraba que la sustancia esencial de
cualquier objeto debía permanecer constante, y trató de conciliar esa idea con el hecho de
que en la materia se puede observar un cambio constante.
Sin embargo, esta primera aproximación no puede considerarse una teoría científica, tal y
como la entendemos hoy en día, ya que le faltaba el apoyarse en experimentos rigurosos
(la idea moderna de que el conocimiento científico debe apoyarse siempre en
experimentos que cualquiera pueda reproducir, procede del Renacimiento, con los trabajos
de Copérnico, Galileo, Newton...). La primera teoría científica sobre el átomo fue propuesta
por John Dalton a principios del siglo XIX, y a partir de ahí se fueron proponiendo diversos
modelos:
Ideas de átomo: CONCEPTOS BÁSICOS
(Demócrito, Leucipo. Aristóteles)
Los filósofos griegos se preguntaron de qué están hechas las cosas.
La primera aparición conocida del concepto de átomo procede de una escuela filosófica
griega (Demócrito, Leucipo), la cual consideraba que la sustancia esencial de cualquier
objeto debía permanecer constante, y trató de conciliar esa idea con el hecho de que en la
materia se puede observar un cambio constante.
MODELO ATÓMICO DE:CONCEPTOS BÁSICOS
MODELO ATÓMICO DE DALTON
Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, esta es la primera teoría
científica que considera que la materia está dividida en átomos (dejando aparte a
precursores de la Antigüedad como Demócrito y
Leucipo, cuyas afirmaciones no se apoyaban en ningún experimento riguroso).
Los postulados básicos de esta teoría atómica son:
1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan
átomos. Actualmente, se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e
iguales propiedades).
Actualmente, es necesario introducir el concepto de isótopos: átomos de un mismo
elemento, que tienen distinta masa, y esa es justamente la característica que los
diferencia entre sí.
3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
4. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación
constante y sencilla.

Al suponer que la relación numérica entre los átomos era la más sencilla posible, Dalton
asignó al agua la formula H2O, al amoníaco la formula NH3, etc.
1.-
Los elementos están formados por partículas diminutas e indivisibles,
llamadas átomos.
2.-
Los átomos del mismo elemento son semejantes en masa y tamaño.
3.- Átomos de elementos distintos tienen masas y tamaños distintos.
4.-
Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más átomos
de elementos diferentes.
5.-
Los átomos se combinan para forma compuestos, en relaciones
numéricas sencillas como uno a uno, dos a dos, dos a tres, etc.
6.-
Los átomos de dos elementos se pueden combinar en diferentes
proporciones para formar más de un compuesto.
El modelo atómico de Dalton fue una aportación muy importante, y sus principales
premisas aún se conservan, aunque otras han tenido que corregirse:
• Los átomos están formados por partículas subatómicas.
• No todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa.
• En ciertas condiciones los átomos se pueden descomponer.
Tres descubrimientos en las postrimerías del siglo 19, tuvieron no sólo un efecto
profundo sobre el progreso y pensamiento científicos en la primera mitad del siglo 20,
sino que crearon asimismo, una nueva norma para el poder político internacional e
incluso, posiblemente, para la vida misma.
Estos fueron:
El descubrimiento de los Rayos X, por Roentgen, en 1895.
El descubrimiento de la Radiactividad, por Becquerel, en 1896.
El descubrimiento de la naturaleza corpuscular de los Rayos Catódicos, es decir, del
electrón, por Thompson 1897. Los átomos del mismo tipo tienen igual masa y propiedades
(no se incluye el concepto de isótopos)
RADIACTIVIDAD NATURAL
El fenómeno de la radiactividad fue descubierto casualmente por Henri
Becquerel en 1896. Estudiaba los fenómenos de fluorescencia y fosforescencia, para lo
cual colocaba un cristal de Pechblenda, mineral que contiene uranio, encima de una placa
fotográfica envuelta en papel negro y las exponía al sol.

Cuando desenvolvía la placa la encontraba velada, hecho que atribuía a la fosforescencia
del cristal. Los días siguientes no hubo sol y dejó en un cajón la placa envuelta con papel
negro y con la sal de Uranio encima.
Cuando sacó la placa fotográfica estaba velada, y no podía deberse a la fosforescencia ya
que no había sido expuesta al sol. La única explicación era que la sal de uranio emitía una
radiación muy penetrante. Sin saberlo Becquerel había descubierto lo que Marie Curie
llamaría más tarde radiactividad.
Mme. Curie junto a su esposo Pierre Curie, empezaron a estudiar el raro fenómeno que
había descubierto Becquerel. Estudiaron diversos minerales y se dieron cuenta de que otra
sustancia el torio, era "radiactiva", término de su invención.
Demostraron que la radiactividad no era resultado de una reacción química, sino una
propiedad elemental del átomo. El fenómeno de la radiactividad era característico de los
núcleos de los átomos. En 1898 descubren dos nuevas sustancias radiactivas: el radio y el
polonio, mucho más activas que el uranio. Pierre estudiaba las propiedades de la
radiación, y
Marie intentaba obtener de los minerales las sustancias radiactivas con el mayor grado de
pureza posible. Pierre probó el radio sobre su piel, y el resultado fue una quemadura y una
herida, pronto el radio serviría para tratar tumores malignos.
Era el comienzo de las aplicaciones médicas que Mme.
Curie daría a la radiactividad.
En 1903 recibieron el premio Nóbel de Física junto con Becquerel por el descubrimiento de
la radiactividad natural. Al poco tiempo murió Pierre Curie en un accidente debilitado como
estaba por el radio. Mme. Curie siguió trabajando y fue la primera mujer que ocupó un
puesto en la Universidad de la Sorbona en Paris. En 1911 le fue otorgado el Premio Nóbel
de Química a María Curie, por haber aislado el Radio.
Siguió investigando junto a Ernest Rutherford, quien encontró que la radiación que
emitían las sustancias radiactivas, tenía tres componentes que denominó: alfa, beta y
gamma. En 1908 comprobó experimentalmente, que las partículas alfa eran núcleos
de Helio.
Mme. Curie siguió estudiando el fenómeno de la radiactividad durante toda su vida,
prestando especial atención a las aplicaciones médicas de la radiactividad junto con los
rayos X, recién descubiertos. Agotada, casi ciega, los dedos quemados y marcados por su
querido radio, Mme Curie murió a los 60 años de leucemia en 1934. Su hija Irene continuó
su trabajo con la misma pasión junto a su marido, con el que descubrió la radiactividad
artificial y por lo que recibieron el premio Nobel.

PROPIEDADES DE LOS RAYOS CATODICOS
1. Tienen trayectoria rectilínea ( se observa al proyectarse la sombra de la cruz)
2. Son invisibles, inducen la fluorescencia en el vidrio.
3. Son desviados por campos eléctricos y magnéticos hacia el polo positivo.
4. Tienen masa corpuscular.
5. Son producidos independientemente del material del electrodo y los gases residuales
en el tubo.
PROPIEDADES DE LOS RAYOS X
1. No están compuestas por partículas.
2. Son radiaciones electromagnéticas como la luz etc. Con alto poder magnético.
3. Son penetrantes e ionizantes.
PROPIEDADES DE LOS RAYOS ALFA
1. Son núcleos de helio
2. Tienen carga positiva
3. Son atraídos por el polo negativo de un campo eléctrico
4. No pueden penetrar la piel y no son peligrosos externamente
5. No son peligrosos para los organismos vivos, salvo que sean ingeridos o inhalados.
6. Tienen alto poder ionizante.
7. Pueden ser detenidos por una hoja de papel.
8. Son más pesados que los rayos beta y gamma.
PROPIEDADES DE LOS RAYOS BETA
1. Es una corriente de electrones.
2. Tienen carga negativa
3. Son atraídos por el polo positivo de un campo eléctrico
4. Pueden penetrar en la piel hasta cierto grado y causar quemaduras similares a una
insolación.
5. Son peligrosos para nuestros ojos
6. Atraviesan láminas de aluminio de un grosor de 0,254 cm.
PROPIEDADES DE LOS RAYOS GAMA
1. Son radiaciones electromagnéticas de alta energía no son partículas.
2. Son similares a los rayos X
3. Atraviesan una placa de plomo de un 5cm. De espesor
4. Penetra fácilmente la piel causando graves daños internos.
5. Los rayos gama, rayos X y los neutrones pueden penetrar el cuerpo, son
radiaciones muy peligrosas.

6. No son desviados por un campo magnético ni eléctrico.
7. No tienen carga eléctrica.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas
fundamentales:
Thompson considera al átomo como una gran esfera con
carga eléctrica positiva relativamente blanda, en la cual se
distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma
similar a las pepitas de una sandía o como pasa en un pastel) y
tienen un movimiento circular.
 Electrones, con carga eléctrica negativa
 Protones, con carga eléctrica positiva
 La carga negativa de los electrones y la carga positiva
del átomo o esfera genera un átomo neutro.
Experimento de Rutherford 1907 (Geiger yMarsden)).
Consistió en bombardear una lámina muy fina de oro (10-3 cm de espesor) con un haz de
partículas α.
(Las partículas α son iones He++; son uno de los tipos de partículas que se producen
cuando se descompone una sustancia radiactiva.).
Lamina de oro de espesor: 10−4cm
Tamaño átomo: 108cm
N = N=104atomos
Según el modelo de Thompson, lo que cabía esperar es que el haz de partículas
atravesase la lámina, separándose algo más unas partículas de otras. Sin embargo,
Rutherford obtuvo unos resultados sorprendentes: algunas partículas sufrían desviaciones
considerables y una mínima parte incluso rebotaba en la lámina y volvía hacia atrás. El
mismo Rutherford describe su asombro ante tal resultado con estas palabras:
Electrones, con carga eléctrica negativa
Protones, con carga eléctrica positiva.
"...Esto era lo más increíble que me había ocurrido en mi vida. Tan increíble como si
un proyectil de 15 pulgadas, disparado contra una hoja de papel de seda, se volviera
y le golpeara a uno..."
Las grandes desviaciones de algunas partículas α sólo se podían explicar por choque
contra una partícula de gran masa y elevada carga positiva.

Esto hizo suponer a Rutherford que toda la carga positiva del átomo estaba concentrada
en un pequeño gránulo donde residía además la casi totalidad de su masa. Los datos
experimentales indicaban que el radio del núcleo era más de diez mil veces menor que el
del átomo.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día.
Considera que el átomo se divide en: un núcleo central, que contiene los protones y
neutrones
(y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo) una
corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares,
de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol.
Los experimentos de Rutherford, Geiger y Marsden demostraron que el núcleo es muy
pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo está prácticamente hueco.
Fallas del modelo de Rutherford.
Se contradecía con las leyes del
electromagnetismo de Maxwell, las cuales
estaban ampliamente comprobadas mediante
numerosos datos experimentales.
Según las leyes de Z: Nº atómico del núcleo.
Ze: carga del núcleo
Maxwell, una carga eléctrica en movimiento
(como es el electrón) debería emitir energía
continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón
caería sobre el núcleo y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy
breve.
No explicaba los espectros atómicos.
Como el peso atómico de los elementos tenía un valor mucho mayor que el calculado a
base de los protones del núcleo, Rutherford sugirió que en los núcleos de los átomos
tenían que existir otras partículas de masa casi igual a la del protón, pero sin carga
eléctrica, por lo que las llamó neutrones.
El neutrón fue descubierto experimentalmente en 1932 por Chadwick, quien, al
bombardear el berilio con partículas α, observó que se producían unas partículas que
identificó con los neutrones predichos por Rutherford.
Partícula Carga eléctrica
(Coulombs) Masa (kg) electrón - 1,6021 · 10-19 9,1091 · 10-31 protón + 1,6021 · 10-19
1,6725 · 10-27 neutrón — 1,6748 · 10-27
Ahora, existen dos problemas:
La inestabilidad del átomo de Rutherford. (Datos observacionales mostraban que el
átomo es una estructura estable) las Series espectrales
Series espectrales del hidrógeno.
Con la “espectrometría” se estudio la radiación característica emitida por los átomos de un
gas excitado (mediante corriente eléctrica) o por los átomos de una llama, se verificó con
gran interés durante todo el siglo 19.
Esta radiación emitida, al ser observada con un espectroscopio, aparece como una “serie
discreta de rayas”, cada una de ellas con un color o longitud de onda particular. Las
posiciones e intensidades de las rayas son características.

En 1885, Johann Balmer, analizó el espectro emitido por el hidrógeno previamente
excitado, midiendo con gran precisión cada raya (longitud de onda), observando que éstas
caían en un arreglo matemática, llamado serie.
SINTESIS DEL MODELO DE RUTHERFORD
 El átomo es increíblemente tenue y delicado
 Es un espacio vacío en su totalidad
 Posee un núcleo central muy pequeño.
 Este núcleo es pesado y denso.
 El núcleo tiene carga positiva.
 El átomo posee una envoltura de electrones que rotan alrededor del núcleo.
 Los electrones irradian energía
 Se mantienen girando en un cierto nivel por que la fuerza de atracción debido a la
carga positiva del núcleo es igual a la fuerza centrifuga.
MODELO DE SOMMERFELD
Posteriormente, quedo demostrado de acuerdo al modelo atómico actual o átomo mecano
cuántico que las líneas espectrales correspondientes a los niveles de energéticos se
dividen en otras más finas, debido a que los electrones ocupan ciertas regiones
energéticas dentro de un mismo nivel considera trayectorias elípticas, denominados
SUBNIVELES de energía (l) que se designan con los valores: s, p, d, f.
El SUBNIVEL: Es el conjunto de orbitales.
Subnivel s un solo orbital s
Subnivel p tres orbitales p
Subnivel d cinco orbitales d
Subnivel f siete orbitales f
El NIVEL: Es el conjunto de subniveles, el cual es en número igual al nivel que pertenece:
Nivel 1 1 subnivel 1s
Nivel 2 2 subniveles 2s, 2p
Nivel 3 3 subniveles 3s, 3p, 3d
Nivel 4 4 subniveles 4s, 4p, 4d, 4f
Finalmente el conjunto de niveles forma la nube electrónica.
MODELO ATOMICO DE BOHR
El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían
claramente con los datos experimentales.
Para evitar esto, Böhr planteó unos postulados que no estaban demostrados en principio,
pero que después llevaban a unas conclusiones que sí eran coherentes con los datos
experimenta-les; es decir, la justificación experimental de este modelo es a posteriori.

POSTULADOS DE BOHR
PRIMER POSTULADO
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.
SEGUNDO POSTULADO
Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es
múltiplo entero de h / (2 · π)
Puesto que el momento angular se define como L = m v r, tendremos:
Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia
del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por
los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.

TERCER POSTULADO
La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite
en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck:
Ea - Eb = h · ν
Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de
mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una
línea del espectro de absorción (o de emisión).

CUARTO POSTULADO
Cuando el electrón salta de una carga superior a otra inferior pierde o emite un fotón de
luz (cuanto de energía); en cambio si salta de una carga inferior a otra superior, absorbe o
gana un fotón de luz (cuanto de energía)
LOS NUMEROS CUANTICOS
NUMERO CUANTICO PRINCIPAL (n)
En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico
principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza
alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón.
Determina el tamaño del orbital y el nivel en que se encuentra el electrón.
Tiene valores de números enteros y positivos:
1,2, 3, 4, 5, 6…. (Representación cuántica)
n: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,………….
K, L, M, N, O, P, Q,………….
Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos
experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar
al electrón:
Número cuántico secundario o azimutal (l)
Número cuántico magnético (m)
Número cuántico de espín (s)
NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL (l): corrección de Sommerfeld
En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón
no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta
modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón.
Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semi-ejes mayor
y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una
circunferencia.
Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos
son: l = 0, 1, 2,..., n – 1
Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar l serán: 0, 1, 2
NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (ml).
Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón
cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann). Valores
permitidos: - l,..., 0,..., + l

Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale l = 2, los valores permitidos para m
serán: -2, -1, 0, 1, 2
El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo
magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de
cualquier campo magnético externo que se le aplique.
NÚMERO CUÁNTICO DE ESPÍN (ms).
Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos
valores: +1/2, -1/2.
Ejemplo de los números cuánticos para los primeros tres niveles de energía.
n = 1 l = 0 m = 0
S=1/2
s = - 1/2
n = 2
l = 0 m = 0
s = 1/2
s = -1/2
l = 1
m = -1
s = 1/2
s = -1/2
m = 0
s = 1/2
s = -1/2
m = 1
s = 1/2
s = -1/2
n = 3
l = 0 m = 0
s = 1/2
s = -1/2
l = 1 m = -1
s = 1/2
s = -1/2

m = 0
s = 1/2
s = -1/2
m = 1
s = 1/2
s = -1/2
l = 2
m = -2
s = 1/2
s = -1/2
m = -1
s = 1/2
s = -1/2
m = 0
s = 1/2
s = -1/2
m = 1
s = 1/2
s = -1/2
m = 2
s = 1/2
s = -1/2
MODELO ATOMICO CUANTICO ONDULATORIO ACTUAL
. Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los
electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de
predecir sus trayectorias exactas Así establecieron el concepto de orbital región del
espacio del átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.
Características de los orbitales:
• La energía está cuantizada.
• Lo que marca la diferencia con el modelo de Böhr es que este modelo no determina
la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor probabilidad.
• Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y
dentro de esta nube, en el lugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad de
encontrar un electrón también será mayor.
Aspectos característicos:
• Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen
propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda
asociada.
• Principio de indeterminación: Heisenberg dijo que era imposible situar a un electrón
en un punto exacto del espacio.

MODELO ATOMICO ACTUAL
-Números cuánticos
En el modelo mecano-cuántico actual se utilizan los mismos números cuánticos que
en el modelo de Böhr, pero cambia su significado físico (orbitales).
Los números cuánticos se utilizan para describir el comportamiento de los electrones
dentro del átomo. Hay cuatro números cuánticos:
• Principal (n): energía del electrón, toma valores del 1 al 7.
• Secundario/ azimutal (l): subnivel de energía, sus valores son (n-1).
• Magnético (m): orientación en el espacio, sus valores van del -l a +l.
• Espín (s): sentido del giro del electrón sobre su propio eje, sus valores son
el -1/2 y +1/2.
• Órbita: cada una de las trayectorias descrita por los electrones alrededor del
núcleo.
• Orbital: región del espacio alrededor del núcleo donde hay la máxima probabilidad
de encontrar un electrón
• El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los
números cuánticos
• Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y
la configuración electrónica de su distribución.
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
Partícula
subatómica
PROTÓN NEUTRÓN ELECTRÓN
Símbolo p+ n
0
e-
Masa relativa 1 1 cero
Masa real 1.672 x 10-24g 1.674 x 10-24g 9.109 x 10-28g
Carga relativa +1 sin carga -1
Ubicación en
el átomo
En el núcleo
atómico
En el núcleo
atómico
Fuera del
núcleo
Descubridor Goldstein Chadwick Thomson
Año 1886 1932 1875
Las masas del protón y del neutrón son casi iguales, la diferencia es mínima. En cambio la
masa del electrón con respecto a estas partículas es prácticamente despreciable. Se
necesitarían 1837electrones para tener la masa equivalente de un solo protón.

Todo elemento químico se representa mediante un símbolo químico señalando
determinados parámetros que identifican el átomo de cada elemento.
Símbolo nuclear.- Es una representación gráfica de un elemento que nos da información
sobre el número de partículas presentes en dicho elemento.
A= NÚMERO DE MASA =
PROTONES+NEUTRONES
Z = NÚMERO ATÓMICO = NÚMERO DE
PROTONES
El átomo es neutro por lo tanto:
nº=NÚMERO DE PROTONES = NÚMERO DE
ELECTRONES
En una reacción química ordinaria, un átomo puede perder o ganar electrones,
formándose un ion, el cual puede ser negativo o positivo.
ION POSITIVO = CATIÓN: Se forma cuando el átomo pierde electrones.
A
E
+
Z
ION NEGATIVO = ANIÓN: Se forma cuando el átomo gana electrones.
A
E
-
Z

EJERCICIO.- Complete la siguiente tabla con la información adecuada.
Símbolo
nuclear
48
Ti
22
75
As
3-
33
65
Zn
2+
30
3+
Protones
(p+)
17
Neutrones
(n 0 )
57
Electrones
(e-)
18
Número
atómico (Z)
44
Número de
masa (A)
35
Nombre:
TIPOS DE NUCLIDOS
1. ISOTOPOS:
Son átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número de masa,
por lo tanto, son átomos del mismo elemento pero con diferente número de
neutrones.
Los isótopos del mismo elemento tienen las mismas propiedades químicas, pero
sus propiedades físicas son ligeramente diferentes.
El nombre de isotopos se debe a que ocupan el mismo lugar en la tabla periódica
porque pertenecen al mismo elemento.
 iso= igual
 topo = lugar

Los isotopos pueden ser naturales o artificiales, estos últimos son todos inestables
o radioactivos (radioisótopos), los isotopos artificiales fueron descubiertos por Irene
Joliot Curie en 1934.
Isotopos del litio:
Ej.: Los isótopos C-13 reaccionan con el oxígeno para formar CO y CO
(propiedad química). Sin embargo el CO tiene un punto de fusión de -199°C,
mientras que el CO tiene un punto de fusión de -207°C (propiedad física).
El número de isótopos de cada elemento y el porcentaje de abundancia en la
naturaleza de cada uno de ellos, varía de acuerdo al elemento.
El hidrógeno es el único elemento que cuenta con nombres para cada uno de sus
isótopos.
Sus nombres y características se muestran a continuación:
Nombre del
isótopo
A
(p+ +
no)
Z
(# p+)
Número de
neutrones
Notación
isotópica
PROTIO 1 1 No tiene
1
H
1
DEUTERIO 2 1 1
2
H
1
TRITIO 3 1 2
3
H
1

ISÓTOPOS RADIACTIVOS
Ciertos núcleos son inestables en su estado natural. Esto se debe a
diferencias en las atracciones y repulsiones en el interior del núcleo. De los
isótopos naturales que emiten de manera espontánea partículas alfa o beta, o
rayos gamma de alta energía, se dice que poseen una radiactividad natural.
De los aproximadamente 350 isótopos presentes en la naturaleza alrededor
de 80 de ellos son radiactivos.
Los científicos de una amplia diversidad de campos utilizan isótopos
radiactivos como marcadores en sistemas físicos, químicos y biológicos.
A continuación se muestra una tabla con algunos de los isótopos utilizados
como marcadores.
USOS DE LOS
RADIOISÓTOPOS
RADIOISÓTOPO SÍMBOLO USOS
Carbono 14
14
C Fechado radiactivo de fósiles y seres vivos.
Uranio 238
238
U Determinación de la edad de las rocas.
Tecnecio 99
99
Tc
Formación de imágenes de cerebro, tiroides,
hígado, riñón, pulmón y sistema
cardiovascular

Yodo 131
131
I Diagnóstico de enfermedades de la tiroides.
Talio 201
201
Tl Formación de imágenes del corazón.
Fósforo 32
32
P
Detección de cáncer en la piel.
Rastreo genético de DNA.
Sodio 24
24
Na
Detección de obstrucciones el sistema
circulatorio
Cromo 51
51
Cr
Determinación del volumen de glóbulos rojos
y volumen total en sangre.
Hierro 59
59
Fe Detección de anemia
Selenio 75
75
Se Formación de la imagen del páncreas.
Cobalto 60
60
Co Irradiación de frutas y verduras frescas.
2. ISOBAROS:
Son núclidos que pertenecen a elementos diferentes, poseen igual número de
masa, diferente número atómico y diferente numero de neutrones, es decir igual
número de nucleones fundamentales.
 iso = igual
 baro = masa
Son núclidos con propiedades físicas y químicas diferentes.

3. Isótonos:
Son núclidos pertenecientes a elementos diferentes. Poseen diferente numero de
protones e igual número de neutrones; por lo tanto tienen diferentes números de
masa: También son núclidos con propiedades físicas y químicas diferentes.
CONFIGURACION ELECTRONICA
La configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se
estructuran en un átomo.
Se basa en los siguientes principios Principio de AUFBAU: Establece el
orden de llenar los niveles y orbitales completando primero los de menor energía,
así: “Regla de Sarrus”

Principio de Exclusiónde PAULI:
Establece que un orbital no puede tener más de 2 electrones y deben
tener espines opuestos ó apareados.
En un átomo no pueden existir (2 e-) electrones cuyos valores de sus
cuatro números cuánticos sean iguales.
ns2
np5
Principio de HUND de máxima multiplicidad: Los orbitales de igual energía se
van a llenar de electrones, de modo que estos permanezcan en lo posible sin aparear
(máx. multiplicidad).
Ningún orbital de un mismo subnivel de energía puede contener dos electrones
antes que los demás contengan por lo menos uno.
n d5
PARAMAGNETISMO: Sustancia química atraída por un campo magnético debido
a la existencia de electrones desapareados.
DIAMAGNETISMO: Sustancia que son débilmente repelidas o no atraídas por un
campo magnético, por la existencia de electrones apareados.
  
    

TABLA PERIODICA
CRONOLOGÍA
Döbereibner en 1817 y 1829 publicó algunos artículos en los cuales examinaba las
propiedades de un conjunto de elementos a los que denominó Triadas
Los elementos de cada conjunto tienen propiedades similares , y la masa atómica del segundo
elemento de un grupo es aproximadamente igual al promedio de de las masas atómicas de los
otros dos elementos del conjunto.
En 1862, A. E. de Chancourtois, hizo una gráfica de las masas atómicas de los elementos en
forma de hélice sobre un cilindro. Dividiendo la base del cilindro en 16 segmentos, hizo
una lista de los elementos con propiedades químicas similares
En 1864, el químico inglés J. A. R. Newlands
J. A. R. Newlands dispuso a los elementos conocidos en orden de su masa atómica
creciente. Tuvo la idea de ordenarlos en columnas verticales. Como
observó que el octavo elemento tenía propiedades físicas y químicas similares al primero,
dejo que el octavo elemento comenzara en una columna nueva.
Newlands denominó a este arreglo “Ley de las Octavas”
“Ley de las Octavas”. Comparó esta relación con las octavas de las notas musicales.
Desafortunadamente, la relación real no es tan simple como supuso Newlands. Su trabajo
pareció forzado y no fue tomado seriamente por otros químicos.
1ra Octava Li (Primer elemento) Be B C N O F
2da Octava Na (Octavo Elemento) Mg Al Si P S Cl
K Ca ...... ...... …. …. ….

En 1869, Dimitri Ivanovich Mendeleev y Julios Lothar Meyer publicaron,
independientemente, tablas periódicas similares. En ambas tablas, los 63 elementos
conocidos aparecen en orden creciente de su masa atómica. Se colocaron de manera
que los elementos con propiedades similares estuvieran en línea horizontal. En 1871,
Mendeleev revisó su tabla y clasificó 8 grupos de elementos químicos, que colocó en
columnas verticales formadas por elementos similares químicamente. Los elementos de
estos grupos fueron elegidosbasándose en la composición de sus óxidos comunes
Para hacer que elementos similares aparecieran uno después de otro, Mendeleev tuvo que
dejar espacios vacíos para elementos aún no descubiertos. Basándose en su sistema
pronosticó las propiedades de tres de los elementos que no se conocían. El descubrimiento
posterior del escandio, galio y germanio, cada uno de los cuales resultó poseer propiedades
muy parecidas a las previstas por Mendeleev, demostró la validez del Sistema Periódico.
Mendeleev fue el primero en enunciar la ley periódica de la siguiente manera: “Las
propiedades físicas y químicas de los elementos presentan una periodicidad en sus
propiedades si se les ordena según sus pesos atómicos crecientes”
Aunque esto es casi correcto en esta proposición se presentan problemas; por ejemploel de
varios pares de elementos vecinos violan la Ley de Mendeleev. Por ejemplo, la masa
atómica del argón (39.95 u) es mayor que la del potasio (39.1 u ) Si los elementos se
hubieran ordenado solamente de acuerdo a la masa atómica creciente, el argón debería
aparecer la posición que ocupa el potasio actualmente. Dichas discrepancias sugirieron
que otra propiedad, diferente a la masa atómica debería ser la base de la periodicidad
observada.
En 1914, H. Moseley, un joven físico que trabajaba con Rutherford, publicó los
resultados
de varios experimentos en los que bombardeó sucesivamente 42 elementos sólidos
diferentes con rayos catódicos en un tubo al vacío, con el objeto de producir rayos X
de diferentes longitudes de onda. Las frecuencias de los rayos X emitidos cuando los
rayos
catódicos golpean un ánodo metálico puro dependen del metal que forma el ánodo.
Cada ánodo produce diversas frecuencias de rayos X. Moseley encontró que estas
frecuencias varían en el orden en que los elementos metálicos aparecen en la tabla
periódica. Moseley observó que la frecuencia de los rayos X emitidos por los elementos se
podía correlacionar por la ecuación:
Donde ٧ es la frecuencia de los rayos X emitidos y, a y b son constantes para todos
los elementos. Así, a partir de la raíz cuadrada de la frecuencia medida de los rayos X
emitidos, se puede determinar el número atómico de un elemento. Esto era un
concepto que Mendeleev y sus contemporáneos desconocían
Con muy pocas excepciones , Moseley encontró que el número atómico aumenta en el
mismo orden que la masa atómica. De esta manera se corrigieron las inconsistencias
que presentaba el ordenamiento periódico de Mendeleev.
Como resultado del trabajo de Moseley , la Ley periódica actual puede expresarse de la
siguiente manera: “ Las propiedades de los elementos son función periódica de sus
números atómicos”

DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
La Tabla Periódica es la ordenación sistemática de los elementos químicos en forma
creciente de sus números atómicos.
Los periodos son ordenaciones horizontales de elementos químicos. A lo largo de un
periodo ( de izquierda a derecha) aumenta el número atómico. Los elementos que
pertenecen a un mismo periodo no presentan relación alguna entre sus propiedades
químicas. La Tabla Periódica Actual presenta 7 periodos. Los Grupos son ordenaciones
verticales de elementos químicos. Los elementos que pertenecen a un mismo grupo
presentan propiedades químicas similares.
Existen dos grandes familias de elementos químicos. Los elementos de la familia A se
denominan elementos Representativos o Típicos. Los elementos de la familia B se
denominan elementos de Transición.
FAMILIA A: ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
(*)
Excepto el Helio (Z=2) cuya configuración electrónica es 1s2

FAMILIA B: ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
Principales
Grupos:
GRUPO FAMILIA NIVEL EXTERNO
IIIB Elementos Ferro magnéticos ns2 (n-1)dy (y = 6, 7 u 8)
IB Elementos de Acuñación ns1 (n-1)d10
IIB Elementos de Puente ns2 (n-1)d10
ELEMENTOS DE TRANSICION
Los elementosde transición se ubican en la parte central de la tabla periódica. En general
las propiedades de los metales de transición son bastante similares. Estos metales son
quebradizos y tienen puntos de fusión y ebullición más elevados que otros metales. Es
posible encontrar muestras relativamente puras de metales de transición como plata, oro,
hierro o manganeso.
Los metales de transición presentan orbitales d parcialmente ocupados. Sus iones y sus
compuestos son coloreados. Forman muchos iones complejos. Con pocas excepciones,
presentan múltiplesestados de oxidación.
METALES DE TRANSICIÓN INTERNA
Las dos filas de la parte inferior de la tabla periódica se conocen como metales de
transición interna.
Lantánidos. Son elementos cuyos números atómicos están comprendidos entre 58 y 71.
Estos elementos completan el llenado del subnivel 4f.
Actínidos. Son elementos cuyos números atómicos están comprendidos entre 90 y 103.
Estos elementos completan el llenado del subnivel 5f.
Los lantánidos y los actínidos tienen propiedades químicas tan similares que resulta difícil
separarlos químicamente. A diferencia de los metales de transición, estos elementos son
blandos y maleables
Los elementos transuránicos son un conjunto de elementos artificiales cuyos números
atómicos son mayores de 92.
TENDENCIAS PERIÓDICAS
TAMAÑOS ATÓMICOS Y RADIO ATOMICO
Los átomos no tienen fronteras que fijen su tamaño. No obstante los científicos se han
valido de diversos medios para estimar el radio de un átomo, lo que denominan radio
atómico. Uno de los métodos más comunes para determinar los radios es considerar a los
átomos como esferas que se tocan cuando están enlazados.
radio atómico es una medida relativa del tamaño que tendría el átomo si fuera una
esfera maciza.

Dentro de cada grupo, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo debido a que a
medida que descendemos por una columna de elementos el número cuántico principal
correspondiente al nivel de valencia aumenta.
Al movernos horizontalmente (de izquierda a derecha) a lo largo de un periodo, la carga
nuclear efectiva aumenta. La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta que
experimenta un electrón en un átomo con muchos electrones. Esta carga no es la carga
nuclear completa ( carga de todos los protones) porque hay cierto ocultamiento del núcleo
por otros electrones internos.
Al aumentar la carga nuclear efectiva, los electrones son atraídos más cerca del núcleo.
Es por esto que el radio atómico disminuye conforme nos movemos de izquierda a
derecha a lo largo de un periodo .
RADIOS IONICOS
1. Los iones simples cargados positivamente (cationes) son siempre más pequeños que
los átomos neutros de los cuales se forman
Na > Na1+
Según el tamaño:
Ca > Ca2+
2. Los iones simplescargados negativamente (aniones) son siempre más grandes que los
átomos neutros de los cuales se forman
Cl < Cl1-
Según el tamaño:
S < S2-
3. En series isoelectrónicas de iones,los radios iónicos disminuyen al aumentar el radio
atómico porque aumenta la carga nuclear
Según el tamaño: 19K1+ < 18Ar < 17Cl1- < 16S

ENERGÍA O POTENCIAL DE IONIZACIÓN
La primera energía de ionización es la mínima energía requerida para extraer al electrón
menos fuertemente unido a un átomo neutro gaseoso en su estado basal para convertirlo
en un catión de carga (+1)
La segunda energía de ionización es la energía requerida para extraer al segundo electrón
La energía de ionizaciónes una medida de cuan fuertemente están unidosloselectronesa un
átomo
La ionización siempre requiere energía para separar al electrón de la fuerza atractiva del
núcleo.El extraer electronesadicionalesrequiere de laadiciónde más energía, así:
Los elementos con bajas energía de ionización pierden fácilmente electrones
Los metales alcalinos son los elementos que poseen las menores energías de ionización
Los gases nobles son los elementos que poseen las mayores energías de ionización En un
periodo la energía de ionización aumenta a medida que aumenta el número atómico, es
decir; de izquierda a derecha
En un grupo la energía de ionización aumenta de abajo hacia arriba, es decir conforme
disminuye el número atómico

AFINIDAD ELECTRÓNICA
El cambio de energía asociado cuando un átomo neutro gaseoso aislado en su estado
de
mínima energía se le añade un electrón para formar un anión de carga (-1) se denomina
afinidadelectrónica
Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan fácilmente electrones para
formar iones negativos ( aniones)
Por diversas razones la variación de las afinidades electrónicas no son regulares.
La tendencia general en un periodo es de aumento a medida que aumenta el número
atómico, es decir; de izquierda a derecha.
En un grupo la afinidad electrónica aumenta conforme disminuye el número atómico, es
decir ; de abajo hacia arriba
LA ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad es la capacidad de un átomo en una molécula para atraer
electrones de enlace hacia sí mismo. Cuanto mayor sea la electronegatividad de un átomo,
mayor será su capacidad para atraer electrones. La electronegatividad de un átomo en una
molécula está relacionada con su energía de ionización y su afinidad electrónica, que
son propiedades de átomos aislados. La energía de ionización mide la fuerza con que un átomo
se aferra a sus electrones, y la afinidad electrónica es una medida de la fuerza con que
un átomo atrae electrones adicionales

La electronegatividad es un concepto relativo en el sentido de que la electronegatividad
de un elemento solo se puede medir con respecto a las electronegatividades de otros
elementos
La primera escala de electronegatividad,
y la de más amplio u so, fue desarrollada por el químico estadounidense Linus
Pauling (1903-1994), quien basó su escala en datos termodinámicos. El flúor es el
elemento más electronegativo, con una electronegatividad de 4. Los mínimos valores de
electronegatividad corresponde al cesio y al francio La tendencia de variación de la
electronegatividad es de aumento en un periodo a medida que aumenta el número
atómico. En un grupo, la electronegatividad aumenta conforme disminuye el número
atómico.

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