Quimica

QUIMICA
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Conceptos básicos de química
La química es una de las principales ramas de la ciencia y se puede considerar una ciencia central ya que e
físicos simples a los procesos mas complejos, como pueden ser los biológicos.
La química se puede definir como el estudio de la materia y las transformaciones que esta experimenta. Pa
definición de química resulta necesario definir primero qué es materia y qué es transformación desde el pu
La materia
La materia puede ser definida simplificadamente como cualquier cosa que ocupe espacio y tenga masa. Al
son fácilmente detectables por la persona, por ejemplo la mesa donde usted come, la que puede sentir y ver
pero que también existen y ocupan espacio, como el aire que se respira (que ocupa el espacio de la habitaci
cilindro sin aire). La definición de la materia como "una cosa" es suficiente para la mayoría de las situacion
ser mas compleja y detallada para adecuarse a las exigencias de la situación.
En química la materia se puede dividir en dos grandes grupos: sustancias puras y mezclas. En las sustanci
sustancias puras están entremezcladas unas con otras. La sal de mesa (cloruro de sodio), o el agua, o el azúc
sacude se produce una mezcla. También se produce una mezcla cuando se disuelve el azúcar en el agua. O
ejemplo la mayor parte de las rocas, las que están constituidas por mezclas de diferentes minerales, los que
Además, los químicos subdividen las mezclas en dos tipos: las homogéneas y las heterogéneas. Una mezcl
como por ejemplo cuando se agrega sal de mesa al agua. Una vez que esta mezcla se ha removido suficiente
muestra. Otro nombre utilizado para las mezclas homogéneas es el de solución, de modo que la mezcla de
aire que respiramos, que es un mezcla de gases donde el nitrógeno es mayoritario pero que también tiene o
solución) ya que en condiciones normales la composición del aire será la misma no importa el lugar de la h
Un caso típico de mezclas heterogéneas son la mayor parte de las rocas, observe el trozo de granito de la
roca no es la misma a lo largo de su cuerpo, en este caso, cada posible sustancia pura se puede diferenciar,
zonas de la piedra.
En algunas ocasiones una mezcla heterogénea puede parecer homogénea, por ejemplo, si se muelen a polvo
se mezclan profusamente, a simple vista puede parecer una mezcla homogénea, sin embargo, cuando se tom
tamaño de los granos mezclados) el resultado de los análisis puede resultar en distintas composiciones de a
muestra, demostrando la presencia de una mezcla heterogénea. Si se tratara de una mezcla homogénea, com
composición será siempre la misma no importa cuan pequeñas sean las muestras tomadas en diferentes zon
La frontera entre mezclas homogéneas y heterogéneas no está claramente definida en todas las situaciones,
nivel atómico o molecular, nunca será posible lograr una mezcla homogénea de acuerdo a lo que hemos de
hacen análisis muy precisos de muestras tomadas de una mezcla homogénea se pueden obtener pequeñas d
entre unas y otras debido a cuestiones físicas muy particulares. Pero estos aspectos "muy detallistas" de las
interés filosófico que práctico para los químicos.
Un caso particular digno de mencionar por sus características y cercanía a nuestras vidas es la leche. La lec

un sustancia pura, no obstante, al mirarla al microscopio se pueden ver claramente unos corpúsculos de gra
heterogénea?. El observador "desarmado" diría erróneamente que es una mezcla homogénea, pero para el o
No podemos abandonar nuestra simple definición de materia desde el punto de vista químico sin decir algo
desde el aire hasta la forma mas compleja de vida está formada por los llamados elementos los que constitu
ocurren naturalmente, y los 23 restantes han sido preparados sintéticamente por el hombre.
Todos los elementos conocidos han sido organizados de forma tabular en la llamada tabla periódica, de imp
Muchos elementos tienen nombres que pueden resultarle familiares: hierro, aluminio, carbono, cobre, urani
Cuando decimos que los elementos son las bases sobre las que se soportan todas las formas de materia. ¿C
Supongamos que tomamos un trozo de cobre puro y lo dividimos a la mitad, de la acción obtenemos dos pe
dos partes iguales, el resultado es de nuevo dos cuerpos menos voluminosos. A continuación repetimos el p
¿Cuantas veces se podrá hacer la división de la pieza original manteniendo su naturaleza de cobre elementa
respuesta fue diversa. Demócrito sugirió sobre el año 400 aC que la división tenía un límite y que la materia
llamó átomos, de modo que la pieza de cobre solo se podía dividir hasta alcanzar la dimensión de un átomo
teoría diferente, esto es, que la pieza de cobre podía dividirse infinitamente en secciones mas pequeñas ya
Para la época en cuestión el trozo de cobre aparentaba no estar constituido de partículas, se "sentía" como u
años. Con el paso del tiempo los científicos eventualmente volvieron a la teoría atómica, dándole la razón a
un átomoes la pieza mas pequeña posible de un elemento. Los átomos son tan diminutos, que aunque acept
podido ver en realidad hasta años bastantes recientes.
Sabiendo que la materia está formada por átomos podemos hacer ahora una nueva clasificación y podemos
Una sustancia elemental es aquella que está constituida por átomos de un solo elemento, por ejemplo, el t
otro lado un compuesto es una sustancia formada por átomos de dos o mas elementos diferentes, por ejemp
Para caracterizar a los compuestos se utiliza la fórmula química, la que indica el número de átomos de cada
comúnmente se llama molécula del compuesto. La fórmula química del agua H2O nos dice que la pieza ma
oxígeno y además, que como hay presentes átomos de dos elementos diferentes, el agua, de hecho, es un co
Los gases en estado natural son casos diferentes. El oxígeno que respiramos tiene como fórmula química O
pequeña posible en estado natural. Pero aunque tiene dos átomos, ambos son iguales, de modo que el oxíge

Transformaciones de la materia
Habíamos definido arriba que química era el estudio de la materia y las transformaciones que esta experim
el estudio de la materia y sus cambios. Nuestra definición de la materia ha quedado clara arriba, ahora nece
Hay dos grandes tipos de cambios desde el punto de vista de la química que la materia puede experimentar:
Cambios físicos
En una transformación física una sustancia pura se mantiene como la misma sustancia y solo cambia su est
concepto: estado de la materia. Usted está familiarizado con los tres estados comunes de la materia: sólido,
cambia al estado sólido (hielo) en un proceso llamado solidificación y este es un ejemplo de un cambio de
sigue siendo agua. El caso contrario, la fusión, produce el regreso al estado líquido si el hielo se calienta. E
temperatura (0°C) lo mismo enfriando el agua que calentado el hielo. El valor de la temperatura en la que s
conoce como punto de fusión o de solidificación.
Del mismo modo, al calentar el agua hasta el punto de ebullición (100°C a presión normal) el agua hierve y
la evaporación se llama condensación y en el cual el agua regresa del estado gaseoso al líquido. En ambos
Otro cambio físico importante que sufren las sustancias es la sublimación la que ocurre cuando una sustanc
puede experimentar un caso de sublimación en su propio hogar, solo necesita poner a congelar agua en una
hielo originales serán cada vez mas pequeños sin licuarse. El hielo se sublima.
Otro grupo de características que tienen las sustancias puras incluyen el color, el olor y el sabor, las que jun
Cambios químicos
Una sustancia pura se dice que experimenta un cambio químico si después del cambio resulta en una sustan
puras) en las cantidades adecuadas en un recipiente y se suministra una chispa, se produce una sustancia co
desaparecen. El hidrógeno y el oxígeno han experimentado una transformación química.
Las propiedades químicas de una sustancia son un grupo de propiedades que solo se pueden describir en re

propiedad química ya que durante la combustión produce una o mas sustancias completamente diferentes d
describe la habilidad de una sustancia pura a desarrollar cambios químicos al entrar en contacto con otra su
químicamente con otras sustancias al entrar en contacto con ellas, por su parte, el cloro (Cl2) es muy reactiv
las transformaciones químicas las sustancias resultantes tienen propiedades físicas y químicas muy diferent
Las sustancias de inicio se conocen como reaccionantes y las nuevas sustancias producidas como producto
conoce como reacción química. (Mas sobre reacciones químicas aquí).
Los químicos escriben las reacciones químicas usando un método de símbolos, en este método, las sustanci
derecha de la flecha como se muestra a continuación para la reacción entre el cloro (Cl2) y el sodio (Na).
2Na + Cl2 =====> 2NaCl
En ocasiones los químicos incluyen en la representación de la reacción química el estado físico de los prod
reacción química anterior se puede escribir:
2Na (s) + Cl2 (g) =====> 2NaCl (s)
MMMMMMMMMMMMM
El modelo del
átomo.
La química y la física no pueden
separarse del todo y prueba de
ello es este artículo.
La infancia del átomo.
Sobre el año 400 aC se
estableció una batalla entre los
filósofos Demócrito y Aristóteles
en relación con la materia que
compone los objetos que nos
rodean. Aristóteles sostenía que
la materia podía ser dividida en
secciones cada vez mas pequeñas
de manera indefinida ya que su
naturaleza era continua, mientras
que Demócrito establecía un
límite a esa división, y
argumentaba que llegado un
momento, la fracción obtenida no podía dividirse más y llamó a esta cantidad
mas pequeña posible de materia átomo. Como era de suponerse para la época,
Contenido del artículo
La infancia del átomo
El rescate de la teoría atómica
El desarrollo posterior
Aparece el núcleo
El modelo moderno del átomo
La luz como elemento clave
Las luces "especiales"
La energía luminosa como factor decisivo
La energía está cuantificada
El modelo del átomo de Bohr
Explicación de la periodicidad química
Explicación de la lineas del espectro del hidrógeno
Los subniveles y la configuración electrónica
Notación de la configuración de electrones
La cosa no termina ahí

y ante la apariencia continua de la materia la aseveración de Aristóteles
triunfó y perduró unos 2000 años en la aceptación general.
El rescate de la teoría atómica.
A principios del siglo XIX el maestro inglés John Dalton, rescata el postulado
de Demócrito y enuncia su teoría atómica basada en experimentos realizados
años antes a finales del siglo XVIII. De aquellos experimentos habían nacidos
dos leyes fundamentales de la química.
La primera de estas leyes se llama ley de la conservación de la materia y se
puede enunciar desde el punto de vista químico como sigue:
Cuando se produce una reacción química, la materia ni se crea ni se
destruye.
Hoy en día todos aceptamos esta ley como válida (con ciertas modificaciones
menores), sin embargo, al principio, este postulado no era tan obvio de aceptar
ya que en algunas reacciones aparenta crearse o destruirse materia, por
ejemplo si echamos una cierta cantidad de masa medida con exactitud de
bicarbonato de sodio (NaHCO3) en otra cantidad medida de la misma manera
de agua acidulada, después de la reacción la masa del producto resultante es
menor que la suma de las dos masas reaccionantes. Pareciera que se pierde
masa, del mismo modo si abandonamos un trozo de alambre de hierro (Fe) a
la intemperie, después de pasado un tiempo el trozo de alambre tiene más
masa que al comienzo del experimento. Hoy sabemos que en realidad no ha
habido cambio de masa en ninguno de los dos casos, lo que pasa es que la
reacción del bicarbonato de sodio con el ácido libera dióxido de carbono
(CO2) que se escapa al exterior como gas, y en el caso del alambre se agrega
oxígeno (O2) del aire húmedo en forma de óxido de hierro hidratado (Fe2O3 ·
H2O) que aumenta aparentemente la masa del alambre.
Para 1775 el químico francés Antoine Lavoisier, junto a su esposa, ya habían
demostrado que el hecho de la conservación de la masa era cierto, al
desarrollar una serie de reacciones químicas en ambientes cerrados que no
permitían el escape ni la entrada de materia "extraña" (incluyendo gases) y en
esas condiciones encontró que la materia siempre se conservaba.
Las segunda nacida por entonces fue la ley de la composición
constante también llamada ley de proporciones definidas que dice:
Múltiples muestras de cualquier compuesto químico siempre contienen
las mismas proporciones de los elementos que forman el compuesto.

Por ejemplo, si se descompone una muestra de agua pura en sus elementos
constituyentes, oxígeno (O) e hidrógeno (H) siempre se obtendrán 11.2% de
hidrógeno y 88.8% de oxígeno, con independencia de la fuente de donde se
obtuvo el agua pura y del tamaño de la muestra. Esta ley también se cumple
cuando se sintetizan los compuestos partiendo de los elementos.
Basándose en estas dos leyes en boga por esos tiempos Dalton propone su
teoría atómica, la que puede resumirse en 5 declaraciones cortas:
1.- Toda materia está formada por átomos, unas partículas pequeñas,
indivisibles, indestructibles y fundamentales.
2.- Los átomos no pueden ser destruidos ni creados y persisten eternamente
sin cambio.
3.- Los átomos de un elemento son todos iguales en masa, tamaño y
propiedades.
4.- Los átomo de diferentes elementos son diferentes en masa, tamaño y
propiedades.
Una reacción química implica la unión o separación de átomos individuales.
Por aquel entonces se necesitaba darle un modelo físico al átomo que
justificara los preceptos de la teoría atómica de Dalton y los químicos lo
hicieron usando el modelo de "bolas y ganchos". Se pensaba que cada átomo
era una esferita mínima, que contenía su masa, provista de una suerte de
"ganchos" a través de los cuales podían unirse entre ellos de un modo
particular. La cantidad de ganchos de cada tipo de átomo cuenta para su
reactividad química y explica el porqué los átomos de ciertos elemento
característicamente se combinan solo con cierto número de otros átomos. Los
átomos "actúan" hasta que sus ganchos estén llenos.
Hoy sabemos que los átomos no
tienen ganchos, pero para comienzos el siglo XIX este fue un buen modelo, ya
que daba una buena visualización del comportamiento dado en las dos leyes.
Dalton estaba convencido de ello y abogaba por su teoría, pero no todos los
científicos de la época la aceptaron, y negaban la existencia del átomo, aun sin
que existiera ninguna otra teoría propuesta que fuera viable para explicar lo
observado en las dos leyes fundamentales.
Ahora, mas de 200 años después del nacimiento de la teoría atómica de Dalton
sabemos que ninguno de los postulados es enteramente cierto: los átomos no

son las partículas mas fundamentales y están compuestos por otras partículas
aun mas pequeñas (protones, electrones y neutrones); los átomos pueden
ser creados y destruidos, aunque se necesitan procesos nucleares para ello; un
átomo de un elemento puede ser diferente a otro del mismo elemento debido a
la posibilidad de diferentes cantidades de neutrones en su núcleo (isótopos);
etc. Sin embargo estos descubrimientos relativamente recientes no disminuyen
la dimensión científica del maestro Dalton, y su modelo era un supermodelo
para la época, el que, en resumen, fue el cimiento que dio pie al futuro
desarrollo de la teoría atómica, y para comienzos del siglo XX (aun en contra
de la voluntad de sus detractores) la teoría atómica estaba firmemente
establecida.
El desarrollo posterior.
Una vez establecida y aceptada la existencia de los átomos el asunto principal
era ¿qué es realmente un átomo? . La respuesta comienza con una serie de
ingeniosos experimentos llevados a cabo por los físicos J. J. Thomson, James
Chadwisk y otros, que demostraron que el átomo no era la partícula más
fundamental y que ellos mismos estaban compuestos por otras aun mas
pequeñas.
En 1897 Thomson descubre la primera partícula subatómica, el electrón, y
encuentra además que todos los átomos tienen electrones y que estos eran
idénticos no importa la naturaleza del átomo. Estos electrones eran muy
pequeños y ligeros con un masa de solo un fracción mínima (~ 0.000554662)
del átomo del hidrógeno, el que a su vez era el más ligero y pequeño de todos
los átomos. También demostró que estaba cargado negativamente y por
conveniencia se le asignó la carga unitaria -1.
Años después (10 años) el propio Thomson junto a E. Goldstein encuentra
otra partícula subatómica presente en todos los átomos, el protón que tenía
una masa mucho mayor que el electrón y casi igual a la del átomo de
hidrógeno. Esta nueva partícula estaba cargada eléctricamente en la misma
magnitud pero de signo contrario a la del electrón y se le asignó el valor +1.
Unos 25 años mas tarde Chadwick demuestra la existencia de una nueva
partícula en la composición del átomo, el neutrón cuya masa era muy similar a
la del protón pero no tenía carga eléctrica (de ahí el nombre). Esta falta de
carga eléctrica dificulta su estudio y por eso fue descubierta bastante tiempo
después.
Con el conocimiento de los "ingredientes" del átomo ahora resultaba necesario
poner todo en orden para establecer su estructura interna y explorarla. ¿Cómo

pueden unirse estas tres partículas para formar todos los elementos de la tabla
periódica?
El modelo inicial fue propuesto por
Thomson poco después de
descubrir el electrón, y para
mantener la neutralidad eléctrica
del átomo lo veía como una
"nebulosa cargada positivamente"
en la que estaban embebidos los
electrones, y este modelo fue
llamado por ello como "budín de
pasas" (vea la figura 1) por su
semejanza a la sección del budín.
Hoy en día este modelo puede verse
como ridículo, pero en aquel
entonces llenaba todas las
expectativas de un modelo que
explicaba lo conocido hasta la
época.
Los trabajos de Ernest Rutherford unos años después, en 1909, echaban por
tierra la validez del modelo.
Aparece el núcleo
Los experimentos de Rutherford, aunque simples en concepción, eran grandes
en naturaleza, tal y como otros llevados a cabo por físicos y químicos.
Rutherford había estudiado las partículas alfa , pequeños fragmentos de materia
cargados positivamente que emitían espontáneamente y al azar algunos
elementos radioactivos. La naturaleza exacta de estas partículas (que hoy
sabemos están compuestas por dos neutrones, dos protones y tienen carga +2)
era desconocida por Rutherford pero sí sabía que eran unas 7000 veces mas
masivas que el electrón, tenían carga positiva y eran expulsadas a enormes
velocidades desde el cuerpo que la emitía (unos 15000 km/s).
El vio en las partículas alfa unas excelentes "balas" que podía ser disparadas a
un blanco específico y razonó que si las dirigía a una lámina muy fina de
materia estas "balas" debían atravesarla sin ninguna dificultad manteniendo su
dirección imperturbable.
Después de todo, la materia hasta como entonces se conocía, era una "nube"
con partículas (electrones) de una masa despreciable comparada con la de la
Figura 1. Modelo inicial propuesto por Thomson.

partícula alfa. Decidió dirigir la "artillería pesada" a una lámina
extremadamente fina de oro y "ver" que pasaba.
Por supuesto él no podía ver las partículas alfa, pero sabía que el sulfuro de
zinc emite un destello de luz verde cuando es alcanzado por una partícula alfa
de modo que preparó una lámina de vidrio, la recubrió con sulfuro de zinc y la
colocó detrás del "blanco" de los disparos.
Por aquel entonces la teoría del "budín de ciruelas" estaba muy aceptada, de
modo que cuando se hacía incidir un haz de partículas alfa en la lámina de oro
el resultado esperado era una mancha brillante en la lámina de sulfuro de zinc
exactamente detrás del punto de incidencia, y para demostrar que todas las
partículas atravesaban la lámina de oro sin perturbación y ninguna rebotaría
de la lámina colocó otra pantalla igual a lo largo del haz de partículas y antes
de la lámina de oro, si alguna de las partículas no atravesaban la lámina y eran
desviadas hacia atrás en esta lámina debían verse algunos puntos brillantes
durante el experimento (figura 2).

Figura 2. Instalación de Rutherford
Cuando echó a andar el experimento, tal y como se había previsto la mayoría
de las partículas alfa continuaron su camino en linea recta, pero una pequeña
parte resultaba desviada y se manifestaban como destellos brillosos poco
notables en la placa de sulfuro de zinc colocada detrás de la lámina de oro,
pero ¡increíble! algunas rebotan de la lámina y se podían detectar en la
pantalla paralela a la placa de oro. Lo mostrado por el experimento implicaba
que el modelo del budín de pasas probablemente no era correcto y un nuevo
modelo necesita crearse para que esté acorde con los experimentos de
Rutherford, y explique especialmente dos cosas.
1.- La mayoría de las partículas alfa continúan rectas al atravesar la lámina de
oro.

2.- Unas pocas (sobre 1 en 20 000) se desvían de la trayectoria recta y de ellas
algunas en un ángulo muy grande.
El indiscutible hecho de que algunas de las partículas pesadas y especialmente
rápidas eran desviadas por los átomos de oro hizo pensar a Rutherford que
debe haber alguna cosa pequeña pero de mucha masa en el interior de cada
átomo de oro, y al mismo tiempo un espacio relativamente grande vacío que
permitía el paso de la mayor parte de las partículas alfa. Después de muchos
experimentos y análisis Rutherford llegó a la conclusión de que ese "algo"
masivo del interior estaba cargado positivamente.
Todos los intentos que hizo Rutherford para sincronizar sus experimentos con
el modelo del budín de pasas fueron infructuosos y terminó por desecharlo y
sustituirlo por otro que mostraba el átomo mayoritariamente vacío que
albergaba a los electrones y llamó núcleo al "algo" masivo de su interior.
Pero la nueva propuesta no era fácil de aceptar, ¿como era posible que los
electrones cargados negativamente no terminaban impactados contra el núcleo
cargado positivamente dada la atracción mutua? Rutherford por tal motivo
concluyó que estos debían estar en constante movimiento alrededor del núcleo
de forma que la fuerza centrífuga (al igual que los planetas) los mantiene a
cierta distancia de equilibrio. Pero aun así esto era un gran problema para la
época, si se aceptaba el postulado de los electrones en movimiento, el gasto de
energía en ello necesariamente conduce a una disminución de la velocidad y
con ello la disminución de la fuerza centrífuga, el electrón por este motivo
entra en un movimiento en espiral y termina rápidamente en contacto con el
núcleo.
Como no había ningún indicio de que la materia en el universo estaba en
inmediato riesgo de colapso Rutherford se dio cuenta que algo andaba mal, o
su teoría era incorrecta o era incorrecta la física. Él mismo tuvo muchas
dificultades para aceptar cualquiera de las dos posibilidades de modo que
siguió adelante con gran inquietud.
Él sabía que su modelo debía ser refinado y modificado pero lo que no sabía
era que la solución del problema era tan revolucionario e inconcebible que los
propios científicos que la desarrollaron mas tarde encontraban que era casi
imposible de aceptar. La física; utilizada por siglos para calcular la fuerza de
la gravedad, el movimiento de los planteas y la trayectoria de los misiles, no
era válida cuando se aplicaba a las partículas del átomo. Para resolver el
problema del átomo la física clásica en si misma, la fundadora de la ciencia
moderna, debía dejarse de lado y reemplazarla por otra que pudiera explicar
las cuestiones atómicas. Los próximos 20 años fueron decisivos y muy
revolucionarios en eso (1910 a 1930), la física cuántica (la física de los

átomos y las partículas subatómicas), había nacido.
El modelo moderno del átomo.
Para entrar en este campo, veamos primero donde estaba la química después
de las contribuciones de Mendeleev y Rutherford. Gracias a Mendeleev los
químicos tenían la Tabla periódica que resumía el comportamiento químico
periódico de los elementos. Gracias a Rutherford la ciencia tenía un modelo
de la estructura del átomo, pero este modelo no servía para explicar el
comportamiento periódico, se necesitaba un modelo mejorado que explicara la
periodicidad. Créalo o no, la clave para encontrar este nuevo modelo estaba en
la luz, pero no en cualquier luz, la clave estaba en la luz emitida cuando los
átomos de los elementos en el estado gaseoso se les aplican grandes
cantidades de energía. Este es el caso de las lámparas de neón, o de vapor de
sodio y otras que le rodean en la vida común.
La luz como elemento clave.
Antes de entrar de lleno en la
relación entre la estructura del
átomo y la luz debemos saber
algunos elementos sobre
la naturaleza de la luz.
La luz nos es familiar a todos, y
todos movemos el interruptor de
pared para que circule la corriente y
lo caliente hasta la incandescencia,
o abrimos la ventana para que entre
la luz del sol. Estos tipos de luces,
también llamadas blancas, si se
hacen pasar por un prisma
transparente se dispersa o separa en
los colores componentes como se muestra en la figura 3.
La luz se mueve en el espacio a la increíble velocidad de 300000000 m/s y
esta velocidad se le llama c o velocidad de la luz. Un objeto moviéndose a esa
velocidad le da 7 y media vueltas a la tierra por el ecuador en un segundo.
Pero ¿qué es exactamente la luz? La ciencia actual dice que la luz es dos cosas
al mismo tiempo. Se trata de partículas o paquetes de energía
llamados fotones y también al mismo tiempo se comporta como onda de
energía. Nos enfocaremos en la luz como onda.
Figura 3. Dispersión de la luz.

Como onda la luz puede caracterizarse por su longitud de onda que se
representa con la letra griega λ (lambda) y es simplemente la distancia entre
dos puntos idénticos adyacentes en el perfil de la onda, o bien la distancia
entre dos crestas (o dos valles) adyacentes.
Las diferentes longitudes de onda se interpretan por nuestro cerebro como
colores, de este modo, las ondas cuyas longitudes están entre 650 y 750 nm
(nanómetros 10-9 m) se ven como luz roja. A medida que se acorta la longitud
de onda la vamos viendo primero amarilla, luego verde, después azul y
finalmente violeta cuando se alcanzan los 380 nm, posibilidad que usted ha
tenido al contemplar el arco iris. Si todos los colores llegan mezclados a
nuestros ojos lo que vemos es luz blanca.
Cuando la luz blanca se pasa por el prisma se dispersa de forma que las
franjas de los colores componentes están a continuación unos después de otros
como en el arco iris formando un banda continua coloreada que se conoce
como espectro luminoso.
Aunque nos parezca que vemos el mundo con una gran gama de colores, lo
cierto es que nuestros ojos solo pueden ver una estrecha banda de todas las
"luces" posibles, fuera del rango de 380 a 750 nm hay muchas otras longitudes
de onda que son invisibles para nuestros ojos, todo el conjunto de ondas,
visibles e invisibles, se les llama colectivamente radiaciones
electromagnéticas y el espectro completo de radiaciones electromagnéticas
recibe el nombre de espectro electromagnético.
Sin embargo, aunque no podemos ver las radiaciones electromagnéticas fuera
del campo visible, podemos sentirlas, o nos pueden afectar y esto se debe a
que tienen energía. La energía de una radiación electromagnética depende de
su longitud de onda y se puede calcular a través de la expresión:
Donde:
E = energía de la radiación.
c = 3.0 x 108 m/s (velocidad de la luz)
h = 6.626 J ‧ s (constante de Planck)
λ = longitud de onda de la radiación
Como la magnitud de c tiene unidades m/s, la longitud de onda debe usarse en

m en la expresión y la energía nos queda en Joules x segundo.
Las luces
"especiales"
Cuando a un tubo
lleno con hidrógeno
se le hace pasar una
corriente eléctrica
este brilla con una luz
rosa- azulada (figura
4). Motivados por la
naturaleza tan
particular de la luz
emitida, los físicos la
hicieron pasar por un
prisma y en lugar de
producir un espectro
luminoso continuo se
producen lineas de
color separadas (esto
ya se conocía desde
mediados del siglo
XIX). Este espectro, que resultó ser asombroso y nunca antes observado fue
denominado espectro discontinuo o espectro de lineas, ya que había espacios
negros entre las lineas de color. Los físicos quedaron desconcertados ante cosa
tan extraña y un excitante mundo se abría por delante. Se produjo un
hervidero de argumentos, ¿había que echar por la borda la física aprendida?,
muchos se negaban a creer lo que sus ojos veían pero estaba ahí era
indiscutible y necesitaba una explicación.
Para explicar tal espectro la ciencia postuló mas tarde un modelo del átomo
tan extraño que los propios autores tenían problemas para creerlo. Erwin
Schrödinger, que se considera el padre del nuevo modelo del átomo expresaba
él mismo sus dudas, el gran físico Albert Einstein se negó a creer en
semejante modelo y pensaba que no era correcto.
La energía luminosa como factor decisivo.
Según la expresión tratada arriba de la energía presente en las diferentes
radiaciones electromagnéticas se puede decir que esta es inversamente
proporcional a su longitud de onda, a medida que la longitud de onda se hace
mas pequeña la energía de la radiación crece. Invisible para nosotros son todas
Figura 4. Espectro de lineas del hidrógeno.

aquellas radiaciones con longitudes de onda menores que la luz violeta
(ultravioleta, rayos X, rayos gamma) pero debido a que tienen mucha energía
los rayos ultravioletas puede producir quemaduras de la piel (como la
quemaduras por el sol) , los rayos X pueden causar cáncer y los rayos gamma
la muerte. También resultan invisibles las radiaciones con longitudes de
onda mayores que la luz roja (infrarrojas, micro ondas, ondas de radio y
televisión) aunque podemos sentir las radiaciones infrarrojas como calor.
En concreto qué podemos sacar de tal análisis, pues que cada longitud de onda
tiene una cantidad de energía particular.
Si nos enfocamos ahora en el espectro de lineas del hidrógeno de la figura 4
nos podemos dar cuenta que en este caso esos átomos solo emiten cuatro
cantidades particulares de energía asociadas con esas longitudes de onda y
nunca valores intermedios y ¿porqué sucede esto?
La energía está cuantificada
En 1913 el físico Niels Bohr tenía
una respuesta muy revolucionaria y propuso que la energía de los electrones
del átomo está cuantificada y la palabra cuantificada significa que los
electrones solo pueden poseer una cantidad de energía discreta. Esta
afirmación se colocaba en contra de la física clásica. La milenaria observación
de los objetos que nos rodean dice todo lo contrario, por ejemplo la cantidad
de energía (manifestada en forma de velocidad) que alcanza una pelota de
béisbol depende de la fuerza con la que el bate la golpea, de modo que
mientras más fuerte es el choque mayor será la velocidad que alcanzará la
pelota incluyendo todos los estados intermedios de forma continua.
Imagine ahora que la pelota en cuestión puede alcanzar solamente ciertos
niveles de energía fijos y por tanto solo puede viajar a determinadas
velocidades y no a ninguna otra intermedia con independencia de la fuerza
con que sea golpeada ¡menuda pelota!
Aunque esto le parezca contraproducente en realidad la energía adquirida por
la pelota sí está cuantificada y no es continua, el asunto es que no podemos
detectarlo para cuerpos tan grandes, sin embargo para partículas tan pequeñas
como los electrones si se puede detectar. Veamos.
Asumamos que calentamos un cantidad considerable de agua en una estufa, a
medida que se agrega energía al agua en forma de calor esta adición se
manifiesta como incremento de temperatura (una medida de la cantidad de
energía contenida). El incremento de temperatura aparenta producirse
siguiendo un patrón continuo y lento, y aunque use el termómetro más

sensible del mundo no podrá observar ningún salto de temperatura. Pero esto
no significa que no hay saltos de temperatura, lo que indica es que los saltos
son tan pequeños que no se pueden medir ya que están en el orden de 10-
34
grados (en el orden de la constante de Planck que debe su nombre al físico
alemán Max Planck precursor de la teoría cuántica y cuyos trabajos en el
campo de la matemática permitieron a Bohr proponer su postulado de energía
cuantificada) ningún termómetro puede detectar semejante cambio. Sin
embargo los cambios en los estados energéticos de cuerpos mas pequeños
como los diminutos electrones son más grandes en relación a su masa y se
hacen detectables.
Esta situación ha traído como consecuencia que en la actualidad se reconozca
la existencia de dos físicas, la física clásica y la física cuántica. La física
clásica dice que los objetos pueden tener cualquier cantidad de energía y
funciona muy bien para los cuerpos grandes como la pelota de béisbol del
ejemplo o un planeta. La física cuántica dice que los objetos solo pueden tener
ciertas energías particulares y explica muy bien el comportamiento de objetos
diminutos como los átomos y los electrones y, de hecho, es la mas general de
las dos y es aplicable a los objetos grandes aunque no podamos detectarlo.
Bohr propuso que los electrones en un átomo viajan alrededor del núcleo en
órbitas circulares parecidas a las de los planetas en el sistema solar, y esto no
era nuevo, ya Rutherford años antes planteaba algo similar, lo nuevo era, que
según Bohr, los electrones solo podían tener cantidades particulares y fijas de
energía lo que trae como consecuencia que solo ciertas órbitas a distancias
fijas del núcleo
estaban permitidas.

Para entender la
relación entre la
lejanía de una órbita y la cantidad de energía del electrón que se mueve en ella
solo resulta necesario recordar que el núcleo está cargado positivamente y el
electrón negativamente de modo que hay una atracción entre ellos.
Sustituyamos la atracción por un resorte según se muestra en la figura 5.
Cuando el electrón está cerca del núcleo el resorte está relajado y el electrón
está en el menor nivel de energía posible (no hay energía acumulada en el
resorte). Para separar el electrón del núcleo a una órbita mas lejana se necesita
poner energía, y con ello vencer la atracción eléctrica. En el modelo de la
figura 5 esto equivale a estirar el resorte y la energía adicionada se almacena
en el resorte estirado. Tanto el electrón como el propio átomo han alcanzado
un estado menos estable de alta energía y si nada lo impide el electrón vuelve
atrás espontáneamente a la órbita interna liberando la energía almacenada en
el resorte.
De acuerdo a la propuesta de Bohr el electrón solo puede tener ciertas
(cuantificadas) cantidades de energía, de modo que solo se puede encontrar a
ciertas distancias fijas del núcleo, distancias donde la energía requerida para
estirar el resorte corresponde con las energías permitidas.
Siguiendo este modelo del átomo, los electrones solo pueden saltar de un nivel
de energía permitida a otro, o de una órbita a otra (llamados saltos cuánticos)
pero nunca podrán tener niveles de energía entre estas etapas. Un símil en la
vida práctica corresponde, por ejemplo, a un pájaro sobre los cables eléctricos,
el pájaro solo se puede posar sobre los alambres, o bien mas bajos o mas altos,
pero nunca lo podrá hacer en el espacio entre los cables, o se posa en el cable
mas bajo, o en el que le sigue, o el próximo, y nunca en el espacio entre ellos.
Lo mismo es válido para los átomos de acuerdo a la teoría de Bohr.
Bohr le asignó a cada órbita permitida (las que se les llama capas) un número
cuántico principal (n) empezando por n = 1 en la capa mas próxima al
núcleo, n = 2 a la que le sigue y así sucesivamente. A medida que n es mayor
el electrón está mas lejos del núcleo y posee mayor energía para que pueda
existir allí.
Lo ideal es que los electrones en los átomos prefieran estar en la capa n = 1
debido a que es la capa de menor energía y en ella la tracción núcleo-electrón
es la mayor, pero los electrones también se repelen unos a otros (tienen carga
del mismo signo) y esta repulsión impide que puedan hacinarse todos en una
sola capa, además si se hiciera, adicionalmente, se produciría una drástica
caída de la energía del átomo.
Bohr, para resolver este asunto asumió que cada capa solo puede contener un
Figura 5.

número fijo de electrones y a medida que las capas eran mas lejanas al núcleo
podían tener mayor cantidad dado el espacio disponible. El estableció que
cada capa puede albergar 2n2 electrones siendo n el número cuántico principal
de la capa.
Haciendo un resumen de los principales rasgos del modelo del átomo de Bohr
se puede decir:
1.- Las capas (órbitas) se hacen mas lejanas al núcleo a medida que el número
cuántico principal (n) aumenta.
2.- La energía de un electrón crece cuando crece n.
3.- Cada capa solo puede dar cabida a 2n2 electrones.
4.- Cuando se forma un átomo, primero se llena la capa mas interna (la de
menor energía) luego los electrones adicionales se acomodan en las capas
sucesivas hasta
completar el
número permitido
en cada capa.
Llevemos estos
rasgos básicos a
números (figura 6).
La cantidad de
electrones
permitidos en las
primeras cuatro
capas son:
n =1 ====> 2 x
12 = 2 electrones.
n = 2 ====> 2 x
22 = 8 electrones.
n = 3 ====> 2 x 32 = 18 electrones.
n = 4 ====> 2 x 42 = 32 electrones
La distribución de los electrones del litio que tiene tres electrones y tres
protones (número atómico 3)
Figura 6. Distribución electrónica según el modelo de Bohr en las
primeras cuatro capas.

n = 1 ====> 2 electrones
n = 2 ====> 1 electrón
Esta es la esencia de la teoría de Bohr y veremos a continuación como nos
permite explicar el comportamiento químico periódico de los elementos y las
lineas en el espectro de la luz emitida por el hidrógeno.
Explicación de la periodicidad química
La posibilidad de explicar el comportamiento químico periódico de los
elementos fue uno de los logros principales del modelo de Bohr.
Consideremos los elementos litio (Li) de número atómico 3 y sodio (Na) de
número atómico 11 que tienen propiedades químicas similares y pertenecen al
grupo IA (1) de la tabla periódica. Al distribuir los electrones por capas según
el modelo de Bohr tenemos:
Litio con tres electrones
n = 2 ====> 1 electrón
Si se fija hay un aspecto similar en ambos elementos, ellos tienen llenas las
capas mas internas, y un solo electrón en la última capa. Esta capa mas
externa se llama capa de valencia y la razón por la que tienen comportamiento
químico similar es porque tienen una configuración idéntica de la capa de
valencia. Analicemos ahora otro par de elementos, vayamos lejos en la tabla
periódica y tomamos el flúor (F) de número atómico 9 y el cloro (Cl) de
número atómico 17 ellos están colocados en el grupo VIIA (17) lo que nos
dice que tienen propiedades químicas similares. ¿Y la capa de valencia? si
distribuimos los electrones de acuerdo a Bohr tenemos:
Flúor con 9 electrones
Ahora se repite la situación, ambos tienen 7 electrones en la última capa o
capa de valencia. Si usted elabora la distribución de electrones por capas de
otros elementos de la tabla periódica llegará a la conclusión de que, según el

modelo de Bohr, las propiedades de los elementos son periódicas porque a
medida que se van llenado las capas mas internas, la configuración de la
capa de valencia se repite (¡pero cuidado! expresado de este modo simple trae
problemas con ciertos elementos como veremos mas adelante).
Una excepción se produce con el elemento helio (He) de número atómico 2
del grupo VIIIA (18), este elemento tiene solo 2 electrones en su capa de
valencia, mientras los del resto del grupo tienen 8. No es difícil darse cuenta
que el helio con solo dos electrones los debe tener alojados en la primera capa
(capacidad de la capa n = 1) y no hay mas electrones para situar en capas
posteriores. Si hace la distribución del resto de los elementos del grupo como
el Neón (Ne) con número atómico 10 y de este en adelante todos tienen 8
electrones en el último nivel o capa de valencia.
Explicación de las lineas del espectro del hidrógeno
Otro de los principales triunfos del modelo atómico de Bohr fue que brindó la
posibilidad de explicar el origen de las lineas en el espectro discontinuo de la
luz emitida por el hidrógeno electrizado.
Bohr calculó cuidadosamente la cantidad de energía que era necesaria para
hacer "saltar" un electrón de una órbita a la siguiente en el átomo de
hidrógeno en las primeras 7 capas. Si asignamos el valor unidad (1eV) a la
energía del electrón en la primera capa, los valores relativos para las capas
superiores se muestran en la figura 7 en la forma de un diagrama de energía.
Se han usado valores relativos de las energías de los diferentes niveles
(tomando como unidad la energía de la primera capa) y no los valores
absolutos porque como se verá a continuación esto es lo importante.
Para explicar las lineas del espectro del hidrógeno Bohr parte de la idea de que
los átomos comienzan en su estado fundamental, siendo este estado aquel en
que el átomo tiene la menor cantidad de energía total o lo que es lo mismo con
todos sus electrones en las capas mas bajas posibles. Para el caso del
hidrógeno que tiene solo un electrón el estado fundamental es con este en la
primera capa.
Normalmente los átomos de hidrógeno están la mayoría del tiempo en el
estado fundamental, con el electrón en la capa n = 1, pero si se le adiciona
energía al átomo, en forma de calor o de electricidad, el electrón puede
"saltar" a una capa de mas energía y entonces se dice que el átomo esta
en estado de excitación, y en este estado, uno o mas átomos pueden tener sus
electrones en capas de mas energía, aun cuando las capas de menos energía
los puedan albergar.

Si volvemos al tubo con hidrógeno electrificado de la figura 4, la electricidad
puede suministrar la energía suficiente para que se produzcan varios estados
de excitación, pero los átomos tienden a los estados de menos energía, de
manera que no permanecerá así por siempre y eventualmente el electrón
regresa a su posición de menor energía, liberando el exceso (tal y como el
caso del modelo con resortes). La cantidad de energía liberada es igual a la
absorbida para llegar al estado de excitación.
Una vía por la cual el átomo puede liberar energía es en forma de luz y la
cantidad liberada en el "salto" hacia atrás determina la longitud de onda
equivalente a la cantidad de energía liberada y con ello el color de la luz
emitida.
Cuando un átomo de hidrógeno excitado se relaja (el electrón salta de capas
de mayor a menor energía) por ejemplo, si lo hace de n = 2 al estado
fundamental, la energía del electrón va de 11.2 eV a 1.0 eV (figura 6) por lo
que la energía liberada es de 10.2 eV. Si se fija en la tabla 1 a continuación,
esta particular transición del electrón resulta en energía correspondiente a la
luz ultravioleta y por tanto esta linea no la podemos ver en el espectro del
hidrógeno.
Tabla 1. Energía y longitudes de onda para la luz ultravioleta y visible.
Radiación Energía (eV) Longitud de onda (nm)
Ultravioleta > 3.74 < 380
Violeta 3.34-2.95 380-430
Azul 2.95-2.64 430-480
Verde 2.64-2.24 480-565
Amarillo 2.24-2.10 565-620
Naranja 2.10-1.95 620-650
Rojo 1.95-1.69 650-750
La parte que podemos ver del espectro muestra cuatro lineas (figura 4 arriba),
una linea roja, otra verde, una tercera azul y la última violeta (añil). Si nos
fijamos en el gráfico de la figura 7 encontraremos coincidencias muy
significativas, observe que el electrón al relajarse de n = 3 a n = 2 libera 1.9
eV (13.1eV - 11.2 eV) y que esta cantidad de energía según la tabla 1
corresponde a la de la luz roja que va de1.95 a 1.69 eV. Se deduce entonces
que los "saltos" de los electrones de n = 3 a n = 2 en los diferentes átomos
excitados son los que generan la linea roja del espectro. Como nuestro
electrón ha "bajado" de n = 3 a n = 2 todavía no está en el estado fundamental
de lo cual se concluye que no necesariamente los saltos de los electrones se

producen del nivel alcanzado al estado fundamental y que pueden alcanzarlo
dando "saltos" por etapas.
Figura 7. Diagrama de energía relativa por niveles
del hidrógeno.
Figura 8. Subniveles del átomo.

Haga el mismo análisis para el resto
de las capas y verá una
sorprendente coincidencia entre las
energías liberadas en cada salto y
los colores correspondientes al
resto de os colores del espectro de
lineas del hidrógeno.
Al realizar los cálculos para el helio
(He), las lineas que predice el
cálculo de Bohr para este átomo no
se corresponden con el espectro
real que produce el gas, y de hecho,
sus cálculos fallan al predecir las
lineas espectrales en todos los casos
de átomos con mas de un electrón.
En menos de 20 años el modelo de
Bohr fue reemplazado por el
modelo atómico actual. Sin
embargo sus postulados sobre la
energía cuantificada del electrón y las cantidades máximas de electrones que
cada capa puede albergar se mantuvieron correctas.
Los subniveles y la configuración electrónica.
Examinemos ahora un refinamiento importante del modelo de Bohr cuya
esencia es muy importante en el desarrollo del modelo actual. Cuando Bohr
realizaba sus experimentos, los instrumentos no estaban tan perfeccionados
como para mostrar que las lineas simples del espectro del hidrógeno
producidas por los átomos en estado de excitación eran más complejas que lo
que parecían en aquel entonces. Mas tarde se puedo demostrar que en algunos
casos, las aparentes lineas simples eran en realidad el conjunto de varias lineas
próximas muy finas de colores similares. Bohr se enfrentó por varios años con
este descubrimiento tratando de adaptar su modelo básico a la nueva realidad,
y a la conclusión que llegó, y que propuso, junto a otros, es que en realidad
cada capas consiste en varios subniveles que están separadas muy
cercanamente en distancia y energía.
A cada subnivel dentro de la capa se le asignó una letra, s para el
primero, p para el segundo, d para el tercero y f para el cuarto según puede
verse en la figura 8. No todas las capas tienen todos los subniveles. La primera
capa solo tienen el subnivel s y a medida que nos alejamos del núcleo, cada
capa va ganando un subnivel de modo que la capa n =2 tiene los
subniveles s y p; la capa n =3 tiene los s, p y d; y el subnivel n = 4 tiene
Figura 9. Diagramas de energía de capas y
subniveles.

los s, p, d y f. Del mismo modo se propuso que cada subnivel alberga una
cantidad máxima fija de electrones:
s ---> 2 electrones
p ---> 6 electrones
d --> 10 electrones
f --> 14 electrones
Note que la capacidad total de cada capa se mantiene igual a la propuesta por
Bohr en su modelo original 2n2.
El tamaño y la cantidad de energía va creciendo a medida que nos movemos
del subnivel s al f dentro de cada capa de modo que en una misma capa el
subnivel s tiene menor tamaño y energía que el p y este a su vez que el d y así
sucesivamente.
Cuando se trató el asunto de los niveles de energía de las capas (figura 7) se
pudo ver que a medida que nos alejamos del núcleo (n crece) los nivel de
energía están más y más cerca. Esta cercanía de la cantidad de energía de las
capas mas lejanas da lugar al hecho de que algunos subniveles de un capa
pueden cruzar a la capa próxima y situarse por encima del subnivel s de la
capa "invadida". La figura 9 representa esquemáticamente este hecho usando
diagramas de energía.
Según hemos dicho la energía de los subniveles se incrementa en la dirección
de s a f es decir s < p < d < f de modo que podemos decir que toda la capa n = 3 tiene
mas energía que el conjunto de la capa n = 2, pero observe bien lo que pasa en n = 4 en
la figura 9. Note que el subnivel 4s tiene menos energía que el 3d aunque la capa 4
tenga el valor de n mayor, se produce un cruce de subniveles.
La regla para el completamiento de los subniveles es la misma que la establecida para
las capas en el modelo simple de Bohr, es decir primero se llenan los subniveles s con la
cantidad permitida de electrones (2), luego los restantes electrones se va acomodando en
las capas sucesivas hasta completar cada una para seguir en la siguiente.
La modificación hecha al modelo simple, al agregarles los subniveles, resolvió un
problema que atormentaba a Bohr y que se le llamó "el problema del potasio".
El potasio (K) que está en el grupo IA (1) de la tabla periódica posee 19 electrones, y
como se debe esperar de tal grupo, tiene solo un electrón de valencia, pero ¿qué pasa
cuando se quieren acomodar los 19 electrones por el modelo simple de Bohr? Veamos
la tabla 2 a continuación:

Capa Electrones posibles
por capa
Total en la
capa
Total acomodados
n = 1 2 2 2
n = 2 8 8 2 + 8 = 10
n =3 18 9 2 + 8 + 9 = 19
Tabla 2. Como resultarían acomodados los electrones del potasio
según el modelo simple de Bohr.
Evidentemente algo anda mal, según el comportamiento químico del potasio
la última capa (o capa de valencia) debe tener solo un electrón y no 9, ¡el
potasio no tiene valencia 9!. El modelo modificado resuelve ese problema.
¿Ya se dio cuenta porqué? Vamos a distribuir los electrones según el nuevo
modelo y el resultado se resume en la tabla 3. Apóyese en la figura 9 para
comprender.
Subnivel Electrones posibles
por subnivel
Total en el
subnivel
Total acomodados
1s 2 2 2
2s 2 2 2 + 2 = 4
2p 6 6 2 + 2 + 6 = 10
3s 2 2 2 + 2 + 6 + 2 = 12
3p 6 6 2 + 2 + 6 + 2 + 6 = 18
4s 2 1 2 + 2 + 6 +2 +6 + 1 = 19
Tabla 3. Distribución de los electrones del potasio usando el modelo modificado de
Bohr
Como puede apreciarse hay un solo electrón en el nivel de valencia, que
corresponde al subnivel 4s que tiene menor energía que el 3d . Sí, esto implica
que se comienza a llenar la capa n = 4 (en el subnivel 4s) del modelo simple
antes de completarse la capa n = 3 que puede albergar 18 electrones según el
modelo simple. Este "cruzamiento" de subniveles es mas pronunciado a
medida que se avanza a capas superiores a partir de n = 4.
Notación de la configuración de electrones
Aunque la representación de la configuración de los electrones se puede hacer
con el diagrama de energía para cada compuesto, el asunto es tedioso y
laborioso, de manera que para facilitar la cuestión, los químicos han elaborado

una forma de representar la configuración de los electrones mas simple.
Cada subnivel ocupado, empezando con el subnivel de menor energía, se
representa con su letra minúscula itálica (s, p, d, f) precedida por el número
cuántico principal de la capa (n). El número de electrones que ocupan un
subnivel se coloca como superíndice a la letra correspondiente de este
subnivel, por lo tanto podemos representar la configuración de los electrones
del potasio como:
1s22s22p63s23p64s1
Siempre los electrones de valencia serán aquellos que están en la capa con el
número cuántico mayor; para el caso del potasio mostrado arriba es 1 electrón
(valencia 1) que está con el número cuántico 4 (1s22s22p63s23p64s1).
La cosa no termina ahí
después de agregado el concepto de subniveles no fue comprendido por
muchos físicos de su época, especialmente a lo relativo a la cuantificación de
la energía. El entrenamiento en la física clásica imponía una barrera
infranqueable para algunos, pero no hubo mucho tiempo para adaptarse, en
menos de 10 años la física cuántica fue aun más lejos y el comportamiento de
los electrones y su cuantificación requirió de conceptos aun más "extraños"
como el efecto túnel una forma de comportamiento de los electrones que se
desprendía de las ecuaciones de la física cuántica.
Tratemos de entender este efecto usando una pelota de tenis. Supongamos que
la pelota de tenis sigue las mismas leyes de la física de los electrones. La
teoría del efecto túnel nos dice que si usted coloca la pelota de tenis dentro de
una caja fuerte, luego la cierra y la deja en paz por un tiempo, cuando regresa
puede encontrar la pelota fuera de la caja aunque, evidentemente, la energía
que posee no es suficiente para penetrar la pared. No es que haya magia en
esto, es que, según las leyes de la física cuántica esto es posible. Para cuerpos
grandes como la pelota de tenis las leyes de la física clásica son las que
aplican pero para cuerpos diminutos como lo electrones los efectos cuánticos
son importantes y el extraño efecto túnel se ha observado en los experimentos.
Este extravagante efecto por el cual los electrones aparecen en lugares
"inaccesibles" se justifica con el llamado principio de incertidumbre traído a
colación por Heisenberg en la década de 1930.
Este principio esencialmente dice que con partículas tan pequeñas como el
electrón es imposible saber en tiempo real donde está y hacia donde se dirige
y que mientras mas exactitud se use en la determinación de donde está, menos

podrá saber hacia donde va en el próximo instante. Este principio entra en
franca contradicción con la física clásica, en la cual, si usted determina la
posición de un objeto un tiempo antes y otro después puede predecir donde
estará en un tercer tiempo mas adelante.
Si aceptamos este principio como válido, y así lo hizo Schrödinger, el modelo
del átomo como se ha visto hasta ahora entra en problemas. Para todos los
modelos anteriores, incluyendo el de Bohr modificado, el electrón necesita
una posición precisable para que se pueda considerar en una órbita o ruta
determinada, es decir poco mas o menos debe ser una suerte de partícula
cargada eléctricamente a la que hemos colocado en capas y subniveles, y el
principio de incertidumbre cambia esa percepción. Si unimos a esto, que ya en
los años tempranos del siglo XX se había observado experimentalmente que el
electrón muestra un comportamiento de onda (¡como si fuera luz!) estaremos
envueltos en un verdadero embrollo.
Entonces ¿por fin qué es un electrón?. Schrödinger dio una respuesta en 1925
y en lugar de ver el electrón como una partícula lo vio como una niebla de
materia cargada negativamente, la que llamó orbital. La nube no era de
"densidad" constante, en algunos lugares era un niebla densa y en otros tenue,
y supuso que la parte densa de la niebla era la zona donde con más
posibilidades se podía encontrar el electrón, para muchos físicos esto era
demasiado, el propio Einstein decía que "Dios no juega a las adivinanzas con
el universo" pero el peso aplastante de los hechos experimentales ha obligado
a la mayoría de físicos y químicos a aceptarlo, aun a regañadientes.
Lo mas asombroso es que Schrödinger no se detuvo ahí, el trató el orbital (la
niebla) casi como si fuera una masa elástica de jalea o gelatina que tiene un
movimiento ondulado y puede cambiar de forma igual que hace la gelatina
cuando se sacude el recipiente que la contiene. Bueno, y sigamos adelante,
según Schrödinger el electrón en forma de niebla puede exhibir movimientos
ondulatorios (tal como la gelatina) y que estos movimientos conducen a que la
"nube" adquiera diferentes formas que se calculan con una ecuación
matemática que se conoce como ecuación de onda.
Del cálculo sale, que un orbital s es esférico, uno p tiene la forma muy
parecida a cuando usted ata el centro de un globo largo inflado, y el orbital d a
la que adquieren cuatro globos algo alargados inflados y amarrados por sus
bocas, las figuras 9 y 10 muestran la forma de dos orbitales uno s y
otro p (pero también hay orbitales d y f). Note que se usa la misma
nomenclatura de subniveles del modelo de Bohr.
Veamos ahora como funciona el modelo moderno. Usemos el litio (Li) como
ejemplo que tiene una configuración 1s22s1 como estado fundamental, según
Bohr, 2 los electrones están en la capa 1s y otro en la capa mas grande 2s.

Schrödinger diría que los electrones existen; 2 como el orbital 1s, y el otro
como el orbital mas grande 2s.
Figura 11. Configuración de electrones según Schrödinger para el litio.
Figura 9. Un orbital
Una "nube" mas grande implica que el electrón está más tiempo como
promedio lejos del núcleo y al igual que en el modelo de Bohr mientras más
lejos del núcleo mas energía posee el electrón. Cuando se agrega energía al
átomo de litio en su estado fundamental 1s22s1 y esta es suficiente, se puede
alcanzar el estado de excitación 1s22p1 y Schrödinger ve que pasa lo siguiente:
Figura 12. Paso del estado fundamental 1s22s1 al estado de excitación 1s22p1 del
átomo de litio.
El electrón de valencia ha pasado de la forma de niebla esférica 2s a la forma
de niebla como globo atado al centro 2p.
En resumen el modelo actual del átomo mantiene el núcleo pequeño, masivo y
con carga positiva de Rutherford; la proposición de Bohr de la energía
cuantificada de los electrones; pero cambia la versión del electrón como

partículas en órbita a la del electrón como niebla (el orbital) que tiene las
propiedades:
1.- Una forma particular resultado de su movimiento ondulatorio.
2.- Una forma y cantidad de energía particulares derivadas de su número
cuántico principal n.
El orbital determina el espacio o volumen alrededor del núcleo en el cual muy
probablemente esté el electrón.
MMMMMMMMMMMMMMM
Caracterización
de los átomos
El átomo está formado por piezas
sub-atómicas que lo conforman.
Hay un grupo de protones (p)
relativamente masivos, de carga
positiva (+1) que residen en su
centro en un pequeño núcleo, y hay además un grupo de electrones (_e) menos
masivos, cargados negativamente (-1) que se mueve en el exterior del núcleo
positivo. Una ley fundamental de la física dice que la carga eléctrica opuesta
de las partículas produce una atracción mutua entre ellas, lo que implica que
los electrones no pueden abandonar el átomo (a menos que se suministre una
gran cantidad de energía), ya que la atracción impide que puedan alejarse del
núcleo.
La tercera partícula sub-atómica es el neutrón (n). Esta partícula no tiene
carga; es eléctricamente neutra y tiene aproximadamente la misma masa que
el protón.
Número atómico
La cantidad de protones en el núcleo
de un átomo es el número atómico de ese átomo y comúnmente se representa
como Z. El número atómico es extremadamente importante ya que, él solo,
determina la identidad del átomo. Un átomo con 1 protón (número atómico 1)
será siempre hidrógeno o un átomo con 6 protones (número atómico 6) será
siempre carbono y así sucesivamente con el resto de los elementos químicos.
Número atómico
Número de masa
Masa atómica
La masa atómica vista por los químicos

El número atómico es tan importante que los hombres de ciencia se basaron
en él para construir la tabla periódica de los elementos, la mas importante
clasificación de todos los elementos conocidos, en la que estos elementos
están organizados de acuerdo al incremento de los números atómicos.
Ahora, ¿y los neutrones? Estos son partículas sub-atómicas bastante masivas
que residen en el núcleo. La mayoría de los átomos de hidrógeno no tienen
neutrones en su núcleo; el resto de los elementos tienen al menos uno. Los
átomos de carbono con 6 protones usualmente tienen 6 neutrones, pero no hay
una proporción simple entre protones y neutrones en el núcleo del átomo,
especialmente en los átomos de los elementos mas pesados de la tabla
periódica, por ejemplo, un núcleo típico de uranio, con 92 protones (número
atómico 92) contiene 146 neutrones.
Número de masa
Junto con el número atómico los químicos han definido otra cantidad llamada
número de masa (o número másico). El número másico de un átomo es
simplemente la suma de la cantidad de protones y la cantidad de neutrones en
el núcleo, de esta forma, el número de masa del hidrógeno es 1 (1 protón + 0
neutrones), el del carbono es 12 ( 6 p + 6 n) y el del uranio es 238 (92 p + 146
n).
En la práctica un mismo elemento puede tener diferentes cantidades de
neutrones en el núcleo, por ejemplo, el carbono con 6 protones puede existir
con 6, 7 y 8 neutrones en su núcleo y esta diferencia no implica que sean
elementos diferentes, todos siguen siendo carbono ya que el número atómico 6
(6 protones) es la única característica que define la identidad de un elemento
a pesar de que esos tres átomo de carbono no son idénticos. Estas tres
variantes son ejemplos de lo que se conoce como isótopos.
Los isótopos son diferentes versiones de un mismo elemento (tienen el mismo
número atómico) que contienen diferentes cantidades de neutrones en el
núcleo (diferente número másico) y debido a que son el mismo elemento
tienen las mismas propiedades químicas (con diferencias sutiles que salen del
alcance de este artículo).
En química se suele representar los isótopos de un elemento mostrando tanto
en número atómico como en número de masa junto con el símbolo del
elemento. El número de masa se escribe como un sobreíndice y el número
atómico como un subíndice.

Muy a menudo el número atómico se omite de esta forma de notación de
forma que lo normal es que los tres isótopos del carbono se escriban
como 12C, 13C y 14C, debido a que el número atómico "desaparecido" ya se sabe
que es 6 siempre para el carbono por definición. Otra forma usual de
representar esos mismos isótopos son carbono-12, carbono-13 y carbono-14.
Los tres isótopos del carbono existen en la naturaleza pero con abundancia
diferente. En nuestro planeta el 98.89 % del carbono presente es del tipo 12C ,
el 1.11 % de 13C y solo trazas del 14C. En otros planetas las proporciones
pueden ser diferentes.
La abrumadora mayoría de los elementos químicos ocurren con dos o mas
tipos de isótopos de forma natural. Incluso el mas simple de los elementos, el
hidrógeno aparece en tres formas isotópicas, y aunque en realidad son
variantes del mismo elemento han recibido nombres propios (caso que no se
repite para otros elementos).
Hidrógeno ===> 1 p 0 n (1H).
Deuterio ====> 1 p 1 n (2H).
Tritio ======> 1 p 2 n (3H).
Aunque todos los isótopos de un elemento tienen en esencia las mismas
propiedades químicas existe una importante diferencia entre ellos debido a
que los protones y los neutrones concentran la mayoría de la masa del átomo,
los isótopos tienen diferente masa. El deuterio es casi dos veces mas pesado
que el hidrógeno y de la misma forma el tritio es mas pesado que el deuterio,
por esta razón en ocasiones se llama al deuterio como hidrógeno pesado y en
consecuencia al agua formada con deuterio (D2O), agua pesada.
Masa atómica
Hasta aquí hemos echado una mirada cercana al número atómico y al número
de masa, pero ninguno de los dos nos dice nada con respecto a la masa real del
átomo.
La primera unidad para medir la masa atómica fue establecida por Dalton a
comienzos del siglo XIX. Dalton propuso que la masa del átomo de hidrógeno

fuera la unidad de masa atómica y para aquella época parecía que el resto de
los elementos tenían pesos atómicos que eran múltiplos enteros del peso del
átomo del hidrógeno. Partiendo de la hipótesis de Dalton y si consideramos
que la masa de átomo de hidrógeno está concentrada en su único protón (la
masa del electrón puede considerarse despreciable ~0.0005436 de la masa del
protón) podía decirse sin gran error que la unidad de masa atómica era
numéricamente igual a la masa del protón, y como además el protón y el
neutrón tienen masas muy próximas no se cae en un error muy grande si la
masa atómica se considera igual al número de masa (cantidad de protones +
cantidad de neutrones) como puede
verse en la tabla 1.
Para llegar a la conclusión
aproximada de que la masa atómica
y el número de masa son
equivalentes hemos obviado parte de
la realidad, ya que no se ha
considerado que los elementos
ocurren en la naturaleza como
mezclas de diferentes isótopos con
masas atómicas sustancialmente diferentes entre unos y otros aunque sean el
mismo elemento. La complicación introducida por los isótopos obligó a los
científicos a establecer un modo convencional para la determinación de los
valores de las masa atómicas de los diferentes elementos, y en este sentido se
produjeron dos corrientes: los físicos consideraron el concepto de masa
atómica como la suma de las masas de protones y neutrones en el núcleo de
un isótopo aislado, y escogieron la forma mas común de aparición del oxigeno
(oxígeno-16) con 8 protones y 8 neutrones en el núcleo, al que asignaron una
masa atómica exacta de 16 unidades como patrón de comparación para
determinar las masas atómicas del resto de los elementos. Por su parte los
químicos asignaron la misma masa atómica a la mezcla natural de isótopos de
oxígeno en la Tierra lo que dio lugar a dos escalas diferentes de masas
atómicas.
Ante esta disyuntiva y para unificar las convenciones tomadas, la Commission
on Atomic Weights and Isotopic Abundances (Comisión de Pesos Atómicos y
Abundancias Isotópicas) de la IUPAC, International Union of Pure and
Applied Chemistry (Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada) estableció la unidad de masa atómica(también conocida como
Dalton, Da) exactamente como:
Un doceavo (1/12) de la masa del átomo del carbono-12 e igual a 1.660 x
10-12 g
Isótopo Número de
masa
Masa
atómica
1H 1 1.008783
2H 2 2.01410
3H 3 3.01605
Tabla 1.

Debido a que la unidad de masa atómica (uma) se ha definido de esta forma, a
la masa atómica a menudo se le denomina masa atómica relativa. En otras
palabras usted debe pensar que esas masas son una indicación de cuan masivo
es un átomo comparado con el átomo 12C.
La masa atómica vista por los químicos
Finalmente hay que tratar un tópico adicional antes de dar fin el artículo.
Hemos dicho que un átomo del isótopo 12C tiene una masa atómica exacta de
12 uma por acuerdo universal. Pero si usted consulta una tabla periódica
moderna podrá ver que el valor listado para el peso atómico del carbono es de
12.011, no 12. Esta masa atómica tiene en cuenta el hecho de que no todos los
átomos de carbono de la naturaleza son de 12C y como ya ha quedado apuntado
arriba el carbono consiste predominantemente de dos isótopos (98.89 % de 12C
y 1.11 % de 13C).
Cualquier muestra de carbono tomada en la naturaleza contiene esos dos
isótopos con esas abundancias relativas. Las masas atómicas reportadas en la
tabla periódica son las medias ponderadas de las masas atómicas de esos
isótopos. Cada masa atómica se multiplica por su % de abundancia (en forma
decimal, es decir el % dividido por 100) y el resultado se suma:
Media ponderada = (12 uma) x (0.9889) + (13.003335 uma) x (0.0111) =
12.011
El isótopo 14C es tan escaso que no se tiene en cuenta en el cálculo.
Todos las masas atómicas que aparecen en la tabla periódica de los elementos
han sido calculados de este modo y por lo tanto son masas promediadas de las
mezclas de isótopos que ocurren en la naturaleza.
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La periodicidad química
Los químicos estuvieron muy ocupados en el siglo XIX principalmente en el
esfuerzo para aislar y determinar las propiedades de todos los elementos
químicos. Químicos de todo el mundo se dieron a la tarea, y tras trabajar con

varios miles de compuestos diferentes descomponiéndolos y caracterizando
los "bloques" con los que se habían construido ya para 1860 cerca de 70
elementos de los 113 conocidos hasta hoy habían sido aislados y estudiados.
En los varios miles de compuestos y mezclas con propiedades físicas y
químicas únicas solo pudieron encontrar 70 elementos. Pero esto representó
una gran simplificación a la química al comprender (por lo menos en
principio) que cualquier objeto en el universo estaba formado por un grupo
relativamente pequeño de elementos.
A medida que los elementos eran descubiertos y sus propiedades estudiadas
resultaba necesario organizar los datos de una manera útil a fin de darle
sentido como un todo. Uno de los mas grandes avances en conseguir esta meta
fue hecho por el químico ruso Dmitri Mendeleev, él escribió los elementos y
sus propiedades individualmente en un juego de tarjetas, las que organizó en
diferentes arreglos buscando pautas de comportamiento. El salto se obtuvo
cuando las organizó en orden creciente de sus masas atómicas (partiendo de
los valores de las masas atómicas conocidas para la época) como se muestra
esquemáticamente en la figura 1.
Figura 1. Los primeros 20 elementos arreglados de menos a más masivos
Al arreglo se han agregado los
elementos helio (He), neón (Ne) y argón (Ar) que eran completamente
desconocidos por Mendeleev y él había colocado otros elementos en esos
lugares.
Con los elementos arreglados de esa forma Mendeleev se da cuenta de que las
propiedades químicas se repiten siguiendo un patrón fijo, por ejemplo, si
tomamos el sodio (Na) vemos que este es demasiado reactivo como para
encontrarse libre en la naturaleza sin embrago los químicos se las ingeniaron
para aislarlo puro de sus compuestos y determinaron que era blando, de color
plateado, con baja densidad y bajo punto de fusión (para ser un metal).
También demostraron que conducía la electricidad y que era altamente
reactivo. Dejando caer un trozo de sodio al agua se produce una reacción

violenta que produce hidrógeno inflamado y en adición el producto formado
con el agua coloreaba de azul el tornasol. Luego, analizando la sustancia
formada se concluyó que era NaOH, sustancia que se conocía coloreaba de
azul el tornasol.
Como la mayoría de los químicos de la época, Mendeleev conocía todo esto
del sodio y por tanto nada era sorpresa. Pero cuando examina el arreglo de sus
tarjetas buscando elementos con cualidades como las del sodio nota algo
interesante; el octavo elemento a la derecha del sodio y también el octavo a la
izquierda tenían propiedades físicas y químicas parecidas a las del sodio. A 8
espacios a la derecha estaba el potasio (K) y a 8 a la izquierda el litio (Li).
Ambos elementos reaccionan con el oxígeno para formar óxidos (Li2O y K2O)
y estos tienen fórmulas muy similares a los óxidos del sodio (Na2O). Ambos
reaccionan con el agua para formar hidróxidos (LiOH y KOH) como lo hace
el sodio (NaOH). Todos son metales de color plateado y son muy reactivos
para estar libres en la naturaleza. Los tres conducen la electricidad y
reaccionan violentamente con el agua liberando hidrógeno inflamado y las
soluciones resultantes de las reacciones colorean de azul el tornasol.
Podía parecer a primera vista una coincidencia, ¡pero no lo era! Mendeleev
observó este mismo patrón en otros elementos de su arreglo por lo que el caso
no era único (vea la figura 2). El magnesio (Mg) reacciona con el oxígeno
para formar el óxido en proporción atómica 1:1 (MgO) y 8 elementos a la
derecha y a la izquierda hay dos que tienen el mismo comportamiento con el
oxígeno, el calcio (Ca) y el Berilio (Be) cuyos óxidos son CaO y BeO
respectivamente.
Figura 2. El patrón de comportamiento se repite para el magnesio (Mg)
Ahora que conocemos los gases nobles podemos notar que el neón (Ne) que
se niega a reaccionar con el oxigeno tiene a ambos lados separados por 8
espacios otros dos gases que tampoco reaccionan con el oxígeno.
Aparentemente algo mágico rodea el número 8 y por tal motivo es común que
este patrón se conozca como la regla de los octavos.

Cuando Mendeleev
reorganizó sus
tarjetas formando
columnas con los
elemento de
propiedades similares
obtuvo 8 columnas
(figura 3). No
quedaba lugar a
dudas, hay algo
especial alrededor del
número 8. Aunque
los elementos
mostrados en la columna 8 de la figura 3 no se conocían para la época de
Mendeleev su tabla la hizo con 8 columnas.
El comportamiento repetitivo de las propiedades químicas de los elementos se
conocen como periodicidad química o comportamiento periódico (de ahí
en nombre de tabla periódica) y en reconocimiento a sus méritos también se
conoce como ley de Mendeleev o tabla de Mendeleev.
La ley de Mendeleev se puede enunciar como:
Las propiedades de los elementos son recurrentes (periódicas) en ciclos
regulares cuando estos se arreglan en orden creciente de sus masa atómicas.
Mendeleev fue un hombre genial y su tabla periódica funcionó tal y como él la
elaboró, pero en las tablas periódicas modernas los elementos están arreglados
en orden creciente de los números atómicos y no de sus masas atómicas y este
cambio casi no produjo modificaciones a la tabla original de Mendeleev, solo
unos pocos elementos cambiaron de lugar, como por ejemplo el cobalto (Co)
y el níquel (Ni) los que en la tabla moderna están intercambiados de posición
con respecto a la de Mendeleev.
Mas adelante se descubrió que el 8 no es el único número mágico con respecto
al comportamiento de los elementos químicos. En partes de la tabla periódica
las propiedades se repiten cada 18 o 32 elementos.
Cuando Mendeleev comenzó su tabla solo se conocían unos 70 elementos y
cuando los acomodó en forma de columnas, con aquellos de propiedades
químicas similares, se dio cuenta que faltaban elementos sin descubrir, y,
genialmente, dejó los espacios vacíos en la tabla, incluso nombró y predijo sus
Figura 3.

posibles propiedades químicas y físicas. Esto fue un paso de avance
importante que permitió a los químicos de la época buscar y descubrir los
elementos hasta entonces desconocidos partiendo de bases mucho mas sólidas
que "trabajar a prueba y error".
Uno de estos "huecos" que dejó en su tabla correspondía al posteriormente
descubierto germanio (Ge), que asumió muy brillantemente debía estar en la
columna del carbono entre los elementos silicio (Si) y estaño (Sn). Lo
llamó ekasilio y determinó sus propiedades físicas como muy cercanas al
promedio calculado utilizando los elementos por encima y por debajo del
"futuro huésped" de la casilla vacía.
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Cambios sistemáticos de las propiedades de los
elementos.
En el artículo Periodicidad química se explicó que las propiedades químicas de
los elementos se repetían con cierta periodicidad cuando estos se colocaban en
orden creciente de su masa atómica, y que esto llevó a Mendeleev a organizar
los elementos en una tabla que adquirió el nombre de Tabla periódica, cuya
versión moderna se puede entender aquí.

Pues bien, no
solo el
comportamient
o químico de
los elementos
varía de modo
sistemático,
también lo
hacen
el tamaño
del átomo y
su energía de
ionización.
Empecemos
por el tamaño
del átomo.
Tamaño del
átomo
Si asumimos que los átomos son esféricos podemos caracterizar a cada uno
por su radio, es decir por su radio atómico. Estos radios atómicos se pueden
medir con técnicas especiales y su valor normalmente se da en angstroms (Å,
1 Å = 10-10 metro), en nanometros (10-9 m), o picometros (10-12 m). La figura 1
a la derecha muestra el tamaño relativo de los elementos representativos. Note
que los átomos varían en tamaño de modo regular al avanzar hacia abajo en el
grupo y a lo largo del período de izquierda a derecha; de modo que se puede
enunciar de forma general que:
1.- El radio atómico se incrementa a medida que se baja en el grupo.
2.- El radio atómico disminuye a medida que se avanza de izquierda a derecha
en el período.
Esta regla tiene excepciones pero se puede tomar con válida de forma general.
Energía de ionización
Otra propiedad de los átomos que cambia de forma regular en la tabla
periódica es la energía de ionización.
Como se sabe los átomos son eléctricamente neutros debido a la
compensación mutua de las cargas eléctricas del núcleo con las de los
Figura 1. Comportamiento del tamaño del átomo.

electrones a su alrededor. Cuando un átomo no tiene las cargas eléctricas
compensadas, es decir, cuando se rompe el balance protones-electrones de
dice que es un ion. La única forma práctica de romper el equilibrio eléctrico
de un átomo es quitando electrones al átomo neutro. Si usted toma un átomo
de germanio (Ge) y le agrega un electrón el ion resultante tiene un electrón
más que la cantidad de protones en el núcleo y por tanto el átomo mantiene
una carga neta de -1. Estos iones cargados negativamente se les llama aniones.
De la misma forma, y en caso contrario, si le quita un electrón al átomo de
germanio se produce el efecto contrario en el equilibrio eléctrico y el ion
queda cargado con una carga +1. Los iones con carga positiva se les
denomina cationes.
Ahora, si tomamos un átomo neutro
de un elemento cualquiera, digamos calcio (Ca) y le quitamos dos electrones
se produce un exceso de dos protones en el núcleo, de modo que ahora la
carga eléctrica del átomo es +2 y convencionalmente se escribe como Ca2+.
De otra manera si al átomo neutro escogido le agregamos dos electrones (cosa
muy difícil en el calcio) la carga neta se convierte en +2 y el ion se representa
como Ca2-. En todos los casos lo usual y convenido es que se escriba el
símbolo del elemento que se ha ionizado y se coloque como superíndice el
tipo de carga (+ o -) seguido del valor de la carga. Generalmente se omite el
valor de la carga cuando esta es 1 de forma, por ejemplo, que los iones de litio
(Li) y cloro (Cl) se escribirían Li+ y Cl+.
Algunos ejemplo prácticos de iones pueden ser:
N3- Es un ion de nitrógeno resultante de la ganancia de 3 electrones.
Mg2+ Es un ion de magnesio nacido de la pérdida de 2 electrones.
Fe3+ Es un ion de hierro formado por la pérdida de 3 electrones.
Si tratamos mas de cerca el asunto de retirar electrones de los átomos neutros
para formar cationes tendremos que tener en cuenta que los electrones en el
átomo están retenidos por la atracción del núcleo positivo, de forma que para
sacar un electrón de esa atracción tendremos que darle "un empujón", digamos
que "una patada" con la suficiente cantidad de energía para sacarlo fuera del
campo de influencia del núcleo. En otros términos se puede decir que para
retirar un electrón de un átomo neutro resulta necesario gastar cierta cantidad
de energía. La cantidad mínima de energía necesaria para retirar un electrón
(el más débilmente retenido por el átomo) de un átomo neutro se conoce como
como primera energía de ionización o primer potencial de ionización del
átomo en cuestión. El potencial de ionización se mide en física en eV
(electrón-voltio).

En la tabla periódica que se muestra a continuación se muestran las primeras
energías de ionización de los elementos en eV.
Figura 2. Tabla periódica donde se muestran las energías de ionización de los
elementos
Mire bien la figura 2 ¿ve usted
alguna sistematicidad en la variación de las energías de ionización en las filas
y las columnas?. Como se ha podido dar cuenta no solo el radio atómico
tiende a cambiar de manera sistemática cuando se mueve a lo largo de filas y
columnas, también lo hace la energía de ionización de forma que podemos
enunciar que:
1.- El potencial de ionización decrece a medida que se baja en los grupos.
2.- El potencial de ionización se incrementa a medida que se avanza de
izquierda a derecha en un período.
Esta característica resulta en que es mas fácil quitar un electrón al átomo
neutro (toma menos energía) a medida que se baja en un grupo pero toma mas
energía para hacer lo mismo a medida que se va de izquierda a derecha en un
período.

Estas tendencias en cuanto a la necesidad de energía para quitar un electrón al
átomo neutro se puede explicar en relación al radio atómico tratado arriba,
observe que las tendencias a mayor potencial de ionización coinciden con la
disminución del tamaño del átomo y de forma contraria a menos tamaño mas
energía hay que gastar para hacer el trabajo. ¿No le parece muy razonable?
claro, a medida que el diámetro crece los electrones mas externos son menos
retenidos, primero porque la atracción entre el electrón negativo y el núcleo
positivo se reduce debido a la distancia, y segundo porque los electrones
intermedios (los que están mas adentro) forman una suerte de escudo y
cancelan parcialmente la atracción hacia los electrones mas externos.
La variación regular de las energías de ionización permiten a los químicos
explicar el comportamiento químico de los elementos. Si nos vamos al grupo
IA (1) y tomamos el metal alcalino sodio (Na) vemos que su potencial de
ionización en bastante bajo, lo que significa que este elemento fácilmente
suelta un electrón. Pero si ahora nos movemos a la derecha en el período y
tomamos el cloro (Cl) sucede los contrario, este elemento tiene un potencial
de ionización alto y no es fácil quitarle un electrón y por lo tanto este
elemento usualmente no cede un electrón cuando reacciona, de hecho su
tendencia es contraria, mas bien tiende a tomar un electrón adicional cuando
reacciona. Si ponemos juntos el cloro y el sodio es esto lo que sucede, cada
átomo de sodio cede un electrón para convertirse en un catión Na+ y cada
átomo de cloro acepta un electrón para convertirse en el anión Cl- y el
resultado es la transformación, o mas bien la espectacular reacción química
que da lugar al cloruro de sodio NaCl, la sal de mesa.
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La tabla periódica moderna
Para facilitar la comprensión de este artículo se recomienda leer primero Periodicidad química.
La tabla periódica es simple pero al mismo tiempo dice mucho. Sus ordenadas
filas y columnas manifiestan una detallada información que sirve para
comprender la estructura sub-atómica y las propiedades de los elementos
químicos. Cada columna vertical se llama grupo, y cada fila horizontal es
un período. Ambos, los grupos y los períodos están numerados. No hay
controversia en la numeración de los períodos; están numerados del 1 a 7

(figura 1), sin embargo hay algunas diferencias en cuanto a la numeración y el
nombre de los grupos. Los grupos se pueden numerar lo mismo en números
arábigos que en números romanos y los grupos de las zonas de color violeta y
verde tienen nombres alternativos.
Cuando se numeran los grupos con
números romanos, cada número va seguido de una letra A o B. Las grandes
zonas con casillas coloreadas indica que la tabla periódica divide los
elementos en tres grandes grupos:
1.- Casillas violeta, grupos del IA al VIIIA se les llama elementos
representativos o grupo de los elementos principales.

2.- De la misma forma los grupos IB al VIIIB se conocen como metales de
transición.
3.- Finalmente la fila de arriba de las casillas coloreadas en verde son los
lantánidos o tierras raras y la fila de abajo los actínidos.
El símbolo de cada elemento va acompañado del número atómico arriba y
la masa atómica promedio abajo. Los elementos representativos o grupo
principal son aquellos en los cuales se basó tempranamente la química, y son
además los que manifiestan las mas fuerte periodicidad de comportamiento de
la tabla. Cuando la ley de los octavos (sabrá lo que es si leyó el
artículo Periodicidad química) se aplica a los elementos representativos
funciona de maravilla. Si escoge un elemento cualquiera del grupo y se aleja
de él en la tabla a la derecha o a la izquierda 8 casillas, encontrará otro
elemento diferente con propiedades similares al elemento previo escogido.
Eche ahora un vistazo con detalle a la tabla de la figura 1, le parecerá que
cuando se usan los números romanos para definir los grupos el orden es un
poco extraño o estrafalario. Primeramente hay un gran bloque de grupos B
atorado en el medio de los grupos A, y aun peor, verá que el grupo B
comienza en el III, va hasta el VIII (que tienen tres columnas asignadas) y
luego al final están el I y el II. Hay muy buenas razones históricas para esa
numeración extraña y este problema es el que condujo a la IUPAC (la Unión
Internacional de Química Pura y Aplicada por sus siglas en Inglés) a adoptar
la forma mas sencilla de nombrarlas con números arábigos consecutivos del 1
al 18 que se muestra arriba en la figura 1.
La tabla periódica representada en la figura 1 contiene información útil en
cuanto al estado físico de los elementos a la temperatura y presión normales
(25°C y 1 atmósfera de presión) usando los símbolos químicos coloreados.

Hagamos ahora un breve
periplo por la tabla
periódica, comenzando por
los elementos
representativos (figura 2
grupos IA al VIIIA). Estos
grupos contienen elementos
gaseosos, líquidos y sólidos
en condiciones normales, de
hecho, todos los elementos
que son gases en
condiciones normales
pertenecen a los
representativos incluyendo
los que forman la parte
mayoritaria del aire que
respiramos, el nitrógeno (N)
y el oxígeno (O).
Primero examinemos el
grupo VIIIA, esta es una
columna muy especial de la
tabla periódica, observe que
todos son gases y además
son extremadamente poco
reactivos y por esta razón a
los elementos del grupo
VIIIA se les llama gases
nobles o gases inertes.
Durante mucho tiempo los
químicos pensaron que era
imposible hacer reaccionar
alguno de los gases nobles,
pero en 1962 el químico
inglés Neil Bartlett logró
producir compuestos de
xenón (Xe) rompiendo así la
presunción. Otro "huésped"
de este grupo, el helio, tiene
la característica de ser tan
ligero que la fuerza gravitacional no puede sostenerlo en la atmósfera y se
escapa al espacio, de él solo hay trazas en el aire y las únicas fuentes naturales
del gas son subterráneas.
Figura 2. Elementos representativos.
Figura 3. Metales no metales y metaloides entre los elementos
representativos.

Si seguimos nuestro recorrido por los elementos representativos tropezamos
con que hay otra vía para clasificarlos y estos pueden ser metales, no
metales y metaloides o semimetales, estos últimos tienen propiedades
intermedias entre los metales y los no metales. La división está indicada en la
figura 3.
La linea roja escalonada que comienza en el boro (B) separa los metales de los
no metales. Los elementos que bordean la linea excepto el aluminio (AL) y el
el polonio (Po) son los metaloides. De los 44 elementos representativos, 7 son
metaloides, 17 son no metales (incluyendo los gases nobles) y los 20 restantes
son metales.
Usted se preguntará que características determinan que un elemento sea un
metal o un no metal, por el momento basta con saber que los metales son
sustancias sólidas (excepto el mercurio) brillantes, de carácter maleable (que
pueden ser convertidos en láminas finas), que se pueden doblar y que
conducen la electricidad y el calor bien. Los no metales tienden a ser
quebradizos y no conducen bien la electricidad (son aisladores).
Por su parte los metaloides o semimetales pueden comportase como metales o
no metales de acuerdo a las circunstancias en que se encuentren. El silicio (Si)
el germanio (Ge) y el arsénico (Ar) son ejemplos clásicos de este tipo de
sustancias, ellos no conducen la electricidad tan bien como los metales pero
tampoco la aislan tanto como los no metales.
En cuanto a los metales, estos le son muy familiares, el aluminio (Al) del cual
están hechas en la actualidad muchas latas de bebidas, lo mismo el plomo (Pb)
del grupo 14 (IVA) que es un metal muy pesado que todos conocemos. Por su
parte el estaño (Sn) es el metal con el cual se hacen las soldaduras de las
partes eléctricas y electrónicas de los aparatos.
Los metales del grupo IA y IIA es muy probable que usted nunca los haya
visto en estado elemental, son demasiado reactivos como para ello y siempre
aparecen en la naturaleza como compuestos con otros elementos químicos. No
obstante, los tenemos todos en casa, la sal de mesa (cloruro de sodio) es un
compuesto de sodio (Na) perteneciente al grupo IA, y de igual forma,
sustancias familiares como las tabletas antiácidas o la Leche de Magnesia son
compuestos del calcio (Ca) y el Magnesio (Mg) respectivamente, ambos
pertenecientes al grupo IIA.
Si damos por concluido nuestro paseo por los elementos representativos
podemos pasar ahora a los metales de transición que son un puente entre las
dos partes de los elementos representativos (vea la figura 1 arriba). Todos los
elementos de esta parte de la tabla periódica son metales y como están
situados en el medio de los elementos representativos se han ganado el

apellido de "transición". Del mismo modo los lantánidos y actínidos son
también metales según se muestra en la figura 4 a continuación.
Figura 4. Metales, no metales y metaloides en toda la tabla periódica.
El más familiar de los metales de transición es el hierro (Fe) el mayor
componente del acero usado para casi todo, desde el cuchillo de la cocina
hasta el automóvil. Otros como el níquel (Ni), el cromo (Cr), la plata (Ag), el
oro (Au), el cobre (Cu) nos rodean en la vida común. El mercurio (Hg) usado
en los termómetros es el único metal líquido en condiciones normales.
Los lantánidos y actínidos son menos conocidos pero nos resultan familiares
los nombres de uranio (U) y plutonio (Pu) vinculados a las armas nucleares y
a la producción de energía atómica.
Grupos con nombre propio.

El ordenamiento de los elementos hecho por Mendeleev por su masa atómica
resultó en que los elementos de un determinado grupo (una columna) tuvieran
un comportamiento químico muy similar. La razón de este comportamiento
periódico no era conocida por entonces lo que inspiraba a darle un nombre
propio a los grupos, de los 8 grupos involucrados cinco tienen nombres que
aun se usan, los dos primeros y los tres últimos. Debido a que los metales de
los grupos IA (1) y los del grupo IIA (2) producían un álcali (hidróxido) al
reaccionar con el agua se les llamó metales alcalinos a los del grupo IA (1)
y metales alcalinotérreos a los del grupo IIA (2). Los elementos de grupo VIA
(16) se les llamó calcógenos cuyo origen griego le da el significado de
"productor de cobre" ya que la mayor parte de los minerales de cobre
contienen oxígeno (O) y azufre (S). El grupo VIIA (17) tiene los elementos
cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I) y se les llamó halógenos los que derivan su
nombre del griego como "formadores de sales". Muchas sales tienen en su
composición un halógeno, por ejemplo el cloruro de sodio. Y como ya se dijo
a los elementos del grupo VIII (18) se les llama gases nobles o gases inertes.
Vea todo esto en la figura 6 a continuación.
Figura 6. Los grupos con nombre
Si usted observa los elementos del grupo IA (1) en la tabla de la figura 6 se
dará cuenta de que el hidrógeno, colocado en ese grupo, no está señalado con

el mismo color que el resto del grupo (columna), y eso es muy razonable, el
hidrógeno está muy distante de ser un metal formador de álcalis y de hecho no
es un metal, de modo que aunque esté colocado ahí en la tabla moderna
(Mendeleev no le asignó esa casilla en su tabla original) usted debe estar
consiente de que no es un metal alcalino.
La verdadera periodicidad
En el artículo periodicidad química se explicó como Mendeleev llegó a la
conclusión de que si se organizan en fila los elementos químicos de acuerdo al
incremento de sus masa atómicas se produce un hecho indiscutible, cada 8
espacios, antes y después de determinado elemento, está colocado otro con
propiedades muy similares. Esta periodicidad en las propiedades se le llamó
"la ley de los octavos".
La ley de los octavos se puede aplicar satisfactoriamente cuando usted trata
solamente con los períodos del 1 al 3 donde solo hay elementos
representativos (vea la figura 7). Las propiedades químicas de esos elementos
se repiten cada 8 elementos y esta parte de la tabla tiene 8 columnas para
permitirlo. No obstante la ley necesita ciertos cambios cuando se agregan el
resto de los elementos a la tabla. La introducción de los metales de transición
dentro de la tabla a partir del período 4 amplia el número de columnas
(grupos) a 18 debido a que se agregan los 10 grupos de los metales de
transición a los 8 existentes de elementos representativos. En este caso la
periodicidad se produce cada 18 elementos y no cada 8.
Figura 7

Si seguimos avanzando hacia abajo, cuando colocamos los lantánidos y los
actínidos en su lugar correspondiente (períodos 6 y 7), los que hasta ahora se
colocaban abajo en un bloque aparte, simplemente dada la conveniencia de
acortar la tabla y poder adecuarla a la impresión en una hoja de papel, la tabla
toma su forma real mostrada en la figura 8.
Con esta inclusión la tabla toma un ancho de 32 grupos en los períodos 6 y 7 y
las propiedades químicas de los elementos correspondientes a esos períodos (6
y 7) se repiten cada 32 elementos en lugar de 8 o 18.
Figura 8. Tabla periódica completa.
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Enlaces químicos
Existen varias palabras que son
claves en química y en física y
que todos hemos escuchado,
digamos que las más comunes y
fundamentales
son elemento, molécula y compu
esto. Pero ¿qué significan estas
palabras en la práctica?. La clave
para diferenciar su naturaleza
está en los enlaces químicos.
Los elementos químicos principales son un grupo de alrededor de 90 formas
naturales y espontáneas diferentes de manifestarse la materia que fueron
identificadas y nombradas por los químicos a lo largo de la historia (además
hay unas 23 formas adicionales que no aparecen en la naturaleza y fueron
sintetizadas por los hombres). Se les denominó elementos ya que no podía
cambiarse su naturaleza de ninguna forma por medios químicos, eran algo
La molécula no era una mezcla
La integridad de la molécula
Las moléculas y sus enlaces covalentes
No siempre los enlaces son simples
Enlaces iónicos
La electronegatividad
Enlaces metálicos
La situación real es más compleja

como los "ingredientes" básicos que se mezclaban para producir todo lo que
nos rodea. Solo unos pocos de estos 90 elementos se podían encontrar en la
naturaleza en forma libre (sin estar "mezclados" con ningún otro), la gran
mayoría resultaron de "extraerlos" de sustancias en las que estaban
acompañados de uno o mas de los otros elementos. El desarrollo posterior de
la ciencia (especialmente de la química) indujo a pensar a los científicos que
estos elementos estaban formados por la agrupación de minúsculas partículas
indestructibles e indivisibles que se les llamó átomos, y se demostró además
que los átomos de los diferentes elementos eran a su vez diferentes y que
estaban formados por dos partes básicas: un núcleo central con carga eléctrica
positiva debido a los protones; y una "nube" que rodeaba el núcleo con
partículas cargadas negativamente o electrones (vea la estructura detallada del
átomo aquí).
El hecho de que una buena parte de los elementos "aparecieran" producto de
la división de sustancias naturales que los contenían, con propiedades físicas y
químicas muy diferentes a los elementos constitutivos independientes,
también indujo a pensar que existía una cantidad mínima de esa sustancia
formada por el menor número de átomos posibles, una "unidad" de sustancia
que llamaron molécula. La demostración de que el proceso
destrucción/formación de las sustancias era reversible no dejaba lugar a dudas,
los átomos de los elementos se pueden juntar para formar la molécula y luego
esta molécula se puede separar en los átomos independientes (si quiere ver
características de las moléculas puede hacerlo aquí).
La molécula no era una
mezcla
Algo saltaba a la vista, cuando se
unen átomos de elementos para
formar una molécula no se estaba
haciendo una mezcla común, por
ejemplo, si se ponen en contacto el
cloro (Cl), que es un gas en
condiciones ambientales, con el
sodio (Na), que es un sólido
plateado y blando, se produce una
sustancia con características físicas
y químicas completamente
diferentes a los "ingredientes"
utilizados, el cloruro de sodio o sal
de mesa. Esto era completamente diferente al caso, por ejemplo, de mezclar
sal y azúcar en cuya mezcla podían diferenciarse fácilmente los granos de
Figura 1. El átomo del hidrógeno.

cada ingrediente. Los átomos no se han mezclado, se han "acoplado" de
alguna forma para dar como resultado una molécula de una sustancia
absolutamente diferente un compuesto. Pero ¿cómo se podían enlazar los
átomos entre si para formar la molécula?, los átomos no son pegajosos, no
tienen ganchos. La respuesta a esta pregunta es uno de los aportes mas
importantes hechos a la química.
La integridad de la molécula.
Para comenzar a responder la pregunta usemos como ejemplo el hidrógeno
(H). Este gas en forma libre nunca aparece como átomo independiente,
siempre se encuentra en la forma molecular mas estable (H2). Esto significa
que en estado natural siempre se enlazan dos átomos de hidrógeno para formar
una molécula di-atómica. El átomo de hidrógeno tiene un protón en el núcleo
y un electrón en la "nube" como muestra la figura 1.
Para descubrir por qué el hidrógeno (al igual que otros gases) prefiere existir
de esta forma hagamos un experimento hipotético. Supongamos que tomamos
dos átomos de hidrógeno separados una distancia relativamente grande, y los
acercamos mutuamente, mientras la distancia entre ellos se mantiene aun
lejana no pasa nada, si dejamos de "empujar" los átomos, cada uno se queda
quieto en su lugar. Luego seguimos acercándolos y acercándolos, llegará un
momento, cuando estén relativamente cerca, que de manera espontánea
continúan su movimiento de aproximación, comienza una atracción mutua
entre ellos y cada vez se acercan a mayor velocidad, lo que hace suponer un
terrible choque, pero no, no hay un choque violento lo que sucede es que a
partir de cierta distancia corta entre ellos los átomos empiezan a sufrir una
fuerza de repulsión que se opone a la de atracción que los aceleraba al
encuentro.
Esta fuerza de
repulsión es
cada más y
más grande a
medida que se
acercan y
termina por
frenar la
velocidad de
encuentro cada
vez más hasta
que se alcanza
un equilibrio de fuerzas atracción-repulsión que detiene ambos átomo a cierta
distancia (que para el hidrógeno es de 0.7 Å, un Å = 10-10 m), además se puede
notar que la temperatura en las inmediaciones de los átomos se ha
Figura 2. Fuerzas que acercan los átomos.

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