1. COLEGIO ENRIQUE OLAYA HERRERA - IED
EDUCACIÓN AMBIENTAL – COMPONENTE ENTORNO QUÍMICO
GRADO 9° - 2014
Docente: Ricardo Rodríguez Salamanca
NOMBRE:____________________________________________ CURSO:___________ Fecha: __________________________
GUÍA TALLER N° 2:
LA TABLA PERIÓDICA Y LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
A) NATURALEZA ONDULATORIA DE LA
MATERIA:
En 1924, el físico francés Louis de Broglie
(1892-1977) planteó que si la energía podía
ser expresada en forma de partículas, la
materia también podía entenderse como
energía en forma de ondas.
Así pues, para una partícula cualquiera en
movimiento, habría una onda asociada.
1.CONCEPCIÓNMODERNADELÁTOMO:
Elmodeloactualdelátomoeslarecopilacióndevariosprincipiosdelafísica
cuánticaquesehanidodescubriendoalolargodelsigloXX.
B) TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK Y EL MODELO
DE BOHR:
El físico alemán Max Planck (1858-1947)
propuso, en 1900, que la energía que se absorbe
o libera en los átomos no se presentaba de
manera continua, sino en forma de cantidades
discretas de energía, a las que llamó cuantos
(quantum).
Esta teoría fue aplicada al átomo por Niels Bohr
(1885-1962) para establecer los niveles de
energía que en su modelo atómico se
representan en órbitas circulares compartidas
por un número definido de electrones, para así
conservar una cantidad de energía fija.
C) MODELO BASE DE SOMMERFELD:
El modelo base es el desarrollado por Arnold
Sommerfeld (1868-1951), físico alemán,
quien propuso en 1916, una ligera
modificación al modelo de Bohr, según la cual
existían órbitas elípticas, además de
circulares, permitiendo la existencia de
niveles y subniveles de energía.
E) ECUACIONES DE SCHRÖDINGER:
En 1926, Erwin Schrödinger (1887-1961)
describió el comportamiento del electrón
en un átomo como si fuera un espacio de
probabilidad llamado orbital o “nube de
carga”, expresado en una serie de
regiones en el espacio donde se encuentra
la mayor probabilidad de hallar un
electrón.
Estos orbitales se describen por medio de
cuatro parámetros, llamados números
cuánticos. Estos son
D) PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG:
En 1926, Werner Heisenberg (1901- 1976) sostuvo que
no puede ser posible definir una trayectoria exacta
para un electrón, puesto que en el momento de
localizarlo se afecta su trayectoria. Así, siempre que
observamos o medimos algo, afectamos al objeto
observado.
El resultado de esta premisa es que no es posible
conocer simultáneamente la posición y la cantidad de
movimiento de una partícula subatómica, por lo que no
puede hablarse de una trayectoria definida para los
electrones, sino de un espacio de probabilidad.
- Número cuántico principal (n): representa el nivel
de energía.
- Número cuántico secundario (l): Determina la forma
del orbital o subnivel (s, p, d o f)
- Número cuántico magnético (ml): Define la
orientación que pueden presentar los orbitales de un
mismo subnivel.
- Número cuántico de espín (ms): Sentido de giro del
electrón sobre su propio eje.

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ORBITALES ATÓMICOS SEGÚN EL MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO
2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:
Ejemplo:
Para Z= 12
Configuración larga: 1s2
2s2
2p6
3s2
Configuración corta: [Ne] 3s2
DISTRIBUCIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA SEGÚN SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:
Es la representación de la distribución de los electrones dentro
de cada uno de los niveles de energía (lo que se conocía
anteriormente como órbitas) de acuerdo a la concepción
moderna del átomo. Esta distribución electrónica es responsable
de muchas de las propiedades físicas y químicas de un átomo en
particular.
Los niveles de energía, se conciben ahora como regiones del
espacio alrededor del núcleo con una cantidad de energía fija.
Estos niveles se dividen en subniveles cuya forma y orientación
en el espacio están dadas por los números cuánticos de la
ecuación de Schrödinger, y que determinan lo que se denominan
los orbitales según su orden creciente de energía.
Para construir la configuración electrónica, que describa cómo están dispuestos los electrones en la periferia del
núcleo atómico, deben tenerse en cuenta los siguientes principios:
■ Principio de ordenamiento. Al ordenar los elementos de manera creciente de números atómicos, cada átomo
de un elemento tendrá un electrón más que el del elemento que le precede. Por ejemplo, cada átomo de carbono
(Z= 6) tendrá un electrón más que cada átomo de boro (Z=5).
■ Principio de Aufbau. Es complemento del anterior y establece que el electrón que distingue a un elemento del
elemento precedente se ubica en el orbital atómico de menor energía disponible (s o p).
■ Principio de exclusión de Pauli. Un orbital no puede contener más de dos electrones, y los espines de dichos
electrones deben tener valores opuestos. Se representan ↑↓.
■ Principio de máxima multiplicidad de carga (regla de Hund). Los electrones que pertenecen a un mismo
subnivel se disponen de manera que exista el mayor número posible de electrones desapareados con el mismo
valor de espín. Cuando un orbital contiene únicamente un electrón, se dice que este electrón está desapareado.

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IA
1
IIA
2
IIIB
3
IVB
4
VB
5
VIB
6
VIIB
7 8
VIIIB
9 10
IB
11
IIB
12
IIIA
13
IVA
14
VA
15
VIA
16
VIIA
17
VIIIA
188 9 10
1
2
3
4
5
6
7
6
7
ACTIVIDAD
1. En un cuadro sinóptico resumir los principios que condujeron a la concepción moderna del átomo.
2. Completar el siguiente cuadro:
Z Configuración larga Config. Corta Zona Tipo de elemento
7
10
13
18
ns2
p6
ZONA D- ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
ns2
p5
ns2
p4
ns2
p3
ns2
np2
ns2
np1
ns1
ns2
(n-1) d
LANTÁNIDOS
ACTÍNIDOS
ZONA S
ZONA SP
ZONA F - ELEMENTOS DE TIERRAS RARAS
(n-2) f
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

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Z Configuración larga Config. Corta Zona Tipo de elemento
20
26
36
38
47
57
79
83
89
97
110