Estructura atómica. sistema periódico

Estructura atómica.
El sistema periódico

ÍNDICE
ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS
1. El átomo divisible.
2. Modelos atómicos.
3. Números que identifican a los átomos.
4. Estructura electrónica del átomos.
SISTEMA PERIÓDICO
5. Antecedentes históricos.
6. El sistema periódico actual.
7. Propiedades periódicas.

John DaltonJohn Dalton Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los átomos
de un mismo elemento debían tener la misma masa.
Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría
Atómica que podemos resumir:
La materia está formada por partículas muy
pequeñas, llamadas átomos , que son indivisibles e
indestructibles.
Todos los átomos de un mismo elemento tienen la
misma masa atómica.
Los átomos se combinan entre si en relaciones
sencillas para formar compuestos.
Los cuerpos compuestos están formados por
átomos diferentes. Las propiedades del
compuesto dependen del número y de la clase de
átomos que tenga.

1. El átomo divisible: el electrón
William Crookes (1875)
Al someter a un gas a baja presión a un voltaje elevado, este emitía unas
radiaciones desde el cátodo hacia el ánodo. Inicialmente se llamaron rayos
catódicos.
El modelo atómico de Dalton fracasó al comprobar que el átomo era divisible y
tenía naturaleza eléctrica. Estas conclusiones se obtuvieron al estudiar las
descargas eléctricas sobre los gases en los tubos de vacío, que dieron lugar al
descubrimiento de los rayos catódicos y canales.

Propiedades de los rayos catódicos
1. Viajan en línea recta: un objeto colocado en su trayectoria proyecta
una sombra.
2. Tienen carga eléctrica negativa: son desviados por un campo
eléctrico.
3. Poseen masa: Hacen girar una rueda de paletas

Primeros experimentos sobre la estructura atómica
Tubo de rayos catódicos

Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente la de los
gases.
Joseph John Thomson (1856-1940)Joseph John Thomson (1856-1940)
Descubrió que los rayos catódicos estaban
formados por partículas cargadas
negativamente (hoy en día llamadas
electrones), de las que determinó la relación
entre su carga y masa. En 1906 le fue
concedido el premio Nóbel por sus trabajos.
Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un
electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un
condensador. Dio como valor de dicha carga e = 1,6 * 10 -19 culombios.
La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por
J.J.Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio
para la compresión actual de la estructura atómica.

2.1. Modelo atómico de Thomson (1904):
Considera el átomo neutro como una gran
esfera con carga eléctrica positiva, en la cual
se distribuyen los electrones como
pequeños granitos (de forma similar a las
semillas en una sandía o a las pasas en un
puding).
Modelo atómico de ThomsonModelo atómico de Thomson
Concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están
incrustados los electrones.
Pérdida de electrones: carga neta positiva (catión)
Adición de electrones: carga neta negativa (anión)

2.2. Descubrimiento del protón
• Utilizando cátodos perforados, en tubos de descarga además de los rayos catódicos,
Goldstein descubrió unos rayos positivos procedentes del ánodo que llamó rayos
anódicos o canales.
• La relación carga/masa de los rayos canales no es la misma sino que depende del
gas del que proceda. En cualquier caso, la masa era muy superior a la de los
electrones.
• Se llamó “protón” a la partícula positiva procedente del gas más ligero (el
hidrógeno), cuya carga coincidía exactamente con la del electrón.
• Las cargas de otros rayos canales eran múltiplos de la del protón, por lo que supuso
que deberían ser partículas con varios protones unidos.

El hecho de haberse comprobado que en los átomos existen dos clases de
partículas materiales, ELECTRONES, con carga eléctrica negativa, y PROTONES,
con carga eléctrica positiva, confirmó la DIVISIBILIDAD de los átomos y la
NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA
La masa del protón es
1840 veces la del electrón
electrón
protón
RELACIÓN DE MASAS

2.3. Modelo atómico de Rutherford
Experiencia de la lámina de oro (1910)
Sobre una lámina de oro muy fina se hace incidir un haz de partículas
α, que actúan de proyectil. Se esperaba que la mayoría pasara sin
desviarse por la lámina.

Resultados obtenidos con la lámina de oro:
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin
desviarse
Algunos rayos presentan
grandes desviaciones
Muy pocos rebotan

Conclusiones de Rutherford
• La mayoría de la masa del átomo y toda su
carga positiva se concentra en una región muy
pequeña pero muy densa, denominada núcleo.
– El núcleo es el origen de que unas pocas partículas
alfa “reboten”.
• La gran mayoría del volumen total del átomo es
una espacio vacío en el que los electrones se
mueven alrededor del núcleo.
– Ello explica que la gran mayoría de las partículas alfa
pasen a través de la lámina.

Partícula Carga Masa
PROTÓN
p+
+1 unidad
electrostática de
carga = 1,6. 10-19 C
1 unidad atómica de
masa
(u.m.a.) =1,66 10-27kg
NEUTRON
n
0 no tiene carga
eléctrica, es neutro
1 unidad atómica de
masa
(u.m.a.) =1,66 10-27 kg
ELECTRÓN
e-
-1 unidad
electrostática de
carga =-1,6. 10-19C
Muy pequeña y por
tanto despreciable
comparada con la de p+
y n
1
1
p
0
1
n
− 1
0
e
PARTÍCULAS FUNDAMENTALESPARTÍCULAS FUNDAMENTALES
Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los electrones son los
responsables de las propiedades químicas.
Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los electrones son los
responsables de las propiedades químicas.
NÚCLEO = Zona central
del átomo donde se
encuentran protones y
neutrones
CORTEZA =Zona que
envuelve al núcleo donde
se encuentran
moviéndose los electrones
NÚCLEO = Zona central
del átomo donde se
encuentran protones y
neutrones
CORTEZA =Zona que
envuelve al núcleo donde
se encuentran
moviéndose los electrones

Crítica del modelo de Rutherford:Crítica del modelo de Rutherford:
Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes
vacíos del átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco claros:
Según la ya probada teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón
una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación constante y por
tanto, perder energía.
Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría
por caer en el núcleo; el átomo sería inestable.
- En el momento de diseñar su teoría ya era conocida la hipótesis de Planck, pero
no la tuvo en cuenta.
- Tampoco es coherente con los resultados de los espectros atómicos.
Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto
y lógicamente, también los cálculos.

2.4. Descubrimiento del neutrón (1932)
• Rutheford observó que la suma de las masas de los
protones y la de los electrones de un determinado átomo
no coincidía con la masa atómica real por lo que postulo la
existencia de otra partícula que:
– Careciera de carga eléctrica.
– Poseyera una masa similar a la del protón.
– Estuviera situada en el núcleo.
• En las primeras reacciones nucleares Chadwick detectó
esta partícula y la denominó “neutrón”.

NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo. Coincide con el número de
electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de
protones, por lo tanto, tienen el mismo número atómico.
NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo. Coincide con el número de
electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de
protones, por lo tanto, tienen el mismo número atómico.
NÚMERO MÁSICO (A) a la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo.NÚMERO MÁSICO (A) a la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo.
ISÓTOPOS a átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de
neutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente número
másico(A).
ISÓTOPOS a átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de
neutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente número
másico(A).
Un átomo se representa por:
 Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras, la primera mayúscula
que derivan de su nombre. Ca , H , Li, S, He....
 Su número atómico (Z) que se escribe abajo a la izquierda.
• Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda.
Z
A
E
IONES a átomos o grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque han ganado o perdido
electrones. Pueden ser:
CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones.
ANIONES si poseen carga negativa y , por tanto, se han ganado electrones.
IONES a átomos o grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque han ganado o perdido
electrones. Pueden ser:
CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones.
ANIONES si poseen carga negativa y , por tanto, se han ganado electrones.
3. Números que identifican a los átomos

Isótopos
Dos isótopos son dos átomos de un mismo elemento que
difieren en el número másico A, es decir, tienen el mismo
número de protones y distinto número de neutrones.

 Los elementos se dan en la naturaleza como mezcla de sus diferentes
isótopos.
 Entonces, si hay distintos isótopos, ¿cual es la masa atómica de un
elemento?.....
 Masa atómica promedio: masa atómica de un elemento considerando
los porcentajes de abundancia relativa de cada uno de sus isótopos.
 Ejemplo: Carbono
abundancia de isótopos de carbono:
C12 = 98,93%
C13 = 1,07%
C14 = despreciable
(0,9893)(12) + (0,0107)(13) = 12,01
Carbono 12,01 no existe, es solo referencial.
Isótopos

4. Estructura electrónica del átomo
Espectro electromagnético: es el conjunto de ondas o radiaciones
electromagnéticas que emite o absorbe una sustancia o fuente de energía.
Longitud de onda: distancia entre dos puntos consecutivos de una
onda que se hallan en el mismo estado de vibración.
Frecuencia: es el número de ondas que pasan por un punto por
unidad de tiempo

Tipos de ondas electromagnéticas
El espectro
electromagnético es
continuo

Los espectros de la luz absorbida o emitida por los átomos no son continuos, sino
que son discontinuos.
Según la problemática del modelo de Rutherford, al moverse el electrón debería
perder energía y esta energía se desprendería continuamente, no a saltos. ¿Cómo se
puede explicar?
4.1. Espectros atómicos
Espectros atómicos de absorción

 Espectros de absorción
Prisma
Fuente de luz blanca
Muestra de
hidrógeno
Espectro de absorción del hidrógeno

 Espectro de emisión
PrismaTubo con
hidrógeno
Espectro de emisión del hidrógeno

CADA ELEMENTO PRODUCE
UN ESPECTRO CON UN
CONJUNTO DE RAYAS
CARACTERÍSTICAS QUE
SIRVE PARA
IDENTIFICARLO.
Espectros atómicos

Series espectrales
J. Balmer (1885): las longitudes de onda de las radiaciones emitidas en
la zona visible del hidrógeno se podían calcular mediante una sencilla
fórmula experimental.
R=constante de Rydberg
Esta expresión particular para la zona del visible se generalizó para
las diferentes zonas del espectro:
n1 < n2
Lyman n1=1 n2=2,3,… Balmer n1 =2 n2=3,4,…
Paschen n1=3 n2=4,5,… Brackett n1=4 n2=5,6,…
Pfund n1=5 n2=6,7,… Hunfreys n1=6 n2=7,8,…

4.2. Hipótesis de Planck y efecto fotoeléctrico4.2. Hipótesis de Planck y efecto fotoeléctrico
La teoría cuántica se refiere a la energía:
E = h · νE = h · ν h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Joule · segundo
ν: frecuencia de la radiación
Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no
puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de
energía, sino que definimos una unidad mínima de
energía, llamada cuanto (que será el equivalente en
energía a lo que es el átomo para la materia).
O sea cualquier cantidad de energía que se emita o
se absorba deberá ser un número entero de
cuantos.
Los cuerpos del microcosmos (electrones, nucleones, átomos y moléculas) absorben y
emiten luz de manera discontinua, en pequeños paquetes de energía llamados cuantos
de energía (latín QUANTUM “cantidad elemental”

Efecto fotoeléctrico
Se llama efecto fotoeléctrico al proceso de emisión de electrones en
la superficie de un metal alcalino cuando inciden sobre él las
radiaciones de la luz (visibles y ultravioletas).
¿Qué dice la física clásica que ha de ocurrir?
Las ondas electromagnéticas de luz aportan energía a los electrones del
metal hasta que son capaz de arrancarlos del mismo.
1) Cuanto más intensa sea la luz, más energía adquirirán los
electrones.
2) Si la luz es muy tenue, habrá que esperar un rato hasta que los
electrones adquieren energía suficiente y son arrancados.
3) Cualquier luz (long. de onda) es válida para arrancar electrones
¿Qué es lo que ocurre realmente?
1) La emisión de electrones es instantánea al incidir la luz sobre el
metal.
2) El aumentar la intensidad luminosa se incrementa el número de
electrones emitidos, pero no la velocidad de salida.
3) La velocidad de los electrones emitidos solo depende de la
frecuencia de la radiación incidente.
4) Para cada metal existe una cierta frecuencia umbral, por debajo de
la cual no se produce emisión fotoeléctrica.

El efecto fotoeléctrico y la física clásica
(Contradicciones)
Los experimentos parecen contradecir la teoría clásica:
1. La energía cinética de los electrones NO depende de la intensidad de la
luz.
2. Los electrones se producen INMEDIATAMENTE (no hay retraso),
aunque una luz tenue apenas produce unos pocos.
3. Si la luz tiene una frecuencia por debajo de un umbral, no se produce
NINGUNA corriente
Explicación de Einstein: cada partícula que compone la luz (fotón) lleva una
energía cuantizada (hf), de modo que, al chocar contra un electrón del metal,
consigue arrancarlo. Vence así la fuerza de atracción del núcleo, y el exceso
de energía se invierte en poner en movimiento el electrón.
Energía de la luz E=h f
Energía umbral (trabajo extracción) E0=h f0

El modelo atómico de Bohr.
En 1913 Niels Bohr utilizó la teoría cuántica de Planck-Einstein para proponer
un modelo de átomo que explicaba las líneas que aparecen en el espectro de
emisión del átomo de hidrógeno.
Postulados del Modelo de Bohr
El modelo de Bohr implica que el átomo no
puede estar en cualquier estado de
energía
El átomo sólo puede absorber, emitir fotones
por tránsitos entre estados (órbitas permitidas)
Eso explicaría la aparición de líneas a
frecuencias fijas en los espectros
1. El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor del núcleo.
2. No todas las órbitas son permitidas. Sólo aquellas para las que el
momento angular es un múltiplo entero de h/2π
3. El electrón solo absorbe o emite energía cuando pasa de una órbita
permitida a otra. En una órbita dada el electrón no emite energía.

Interpretación del modelo de Bohr
La energía que radian (emiten o absorben) los átomos cuando son sometidos al
calor NO puede tener cualquier valor.
Los electrones se encuentran distribuidos en el átomo en determinados
NIVELES DE ENERGÍA
Bohr propone que los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas o niveles de
energía
n = 2
n = 3
n = 4
n = 5
n = 
n = 1
Series espectrales
n = 6
Lyman
Paschen
Balmer
Bracket
Pfund
Espectro
UV Visible Infrarrojo
SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund
 E = h · 

Series espectrales y
transiciones electrónicas

Número cuántico secundario o azimutal (L): corrección de
Sommerfeld
Número cuántico secundario o azimutal (L): corrección de
Sommerfeld
En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón
no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta
modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón.
Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y
menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una
circunferencia.
Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos
son: L= 0, 1, 2, ..., n – 1
Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar L serán: 0, 1, 2
El desdoblamiento de algunas rayas espectrales observado con las mejoras técnicas de
algunos espectroscopios llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y por tanto de
corregir el modelo de Bohr.

Número cuántico magnético (m).Número cuántico magnético (m).
Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón
cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann). Valores
permitidos: - L, ..., 0, ..., + L
Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale L= 2, los valores permitidos para m
serán: -2, -1, 0, 1, 2
El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo
magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de
cualquier campo magnético externo que se le aplique. Aplicando un campo magnético a los
espectros atómicos las rayas se desdoblan lo que indica que deben existir diferentes
orientaciones posibles .
Número cuántico de espín (s).Número cuántico de espín (s).
Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos
valores para el electrón: +1/2, -1/2.

Dualidad onda-corpúsculo
La explicación del efecto fotoeléctrico mostraba que la radiación
electromagnética tiene una doble naturaleza de onda y corpúsculo
¿Tienen las partículas de materia también doble naturaleza de onda
y corpúsculo?
En 1924 Luis De Broglie propuso esa posibilidad
Ecuación de Einstein:
E = m c2 (c velocidad de la luz)
Ecuación de Planck:
E = h
Considerando la ecuación de Einstein para la energía:
y la ecuación de Planck:

Combinando ambas ecuaciones:
Dualidad onda-corpúsculo
Luis De Broglie propuso que una partícula pequeña que se mueve posee
asociada una onda de longitud de onda, 
Si consideramos una partícula de masa m que se mueve a una velocidad v:

4.5. De las órbitas a los orbitales
• Según la hipótesis de De Broglie, cada partícula en movimiento lleva
asociada una onda de longitud de onda, λ. La relación entre estas
magnitudes fue establecida por el físico francés Louis de Broglie en 1924.
• Cuanto mayor sea la cantidad de movimiento (mv) de la partícula menor
será la longitud de onda (λ), y mayor la frecuencia de la onda asociada.
λ=
h
m·v
Por tanto:
Según el efecto fotoeléctrico la radiación electromagnética se
puede comportar como una onda y como una partícula (corpúsculo).
Según la hipótesis de De Broglie, las partículas también se pueden
comportar como ondas.
Dualidad onda - corpúsculo

Principio de incertidumbre de Heisenberg
• Werner Heisenberg (Premio Nobel de Física 1932)
enunció el llamado principio de incertidumbre o principio
de indeterminación, según el cual es imposible medir
simultáneamente, y con precisión absoluta, el valor de la
posición y la cantidad de movimiento de una partícula.
• Esto significa, que la precisión con que se pueden medir
las cosas es limitada, y el límite viene fijado por la
constante de Planck.
• Δx : indeterminación en la posición
• Δpx : indeterminación en la cantidad de movimiento
• h: constante de Planck (h=6,626 · 10-34 J · s)
Δx·Δpx≥
h
4π

Δx·Δpx≥
h
4π
La indeterminación afecta al producto de dos magnitudes. No impide que
una de ellas se pueda conocer con precisión absoluta (incertidumbre igual a
cero), pero obliga a la otra a tener una incertidumbre infinita, de manera que
el producto, 0 por , sea indeterminado y pueda respetarse el principio de
Heisenberg.

Δx·Δpx≥
h
4π
Para determinar la posición de un electrón, hay que
"verlo", lo que supone que un rayo luminoso,
procedente de un foco, interfiera con él y, al reflejarse,
nos de idea de su posición.
Para que esto sea posible, es necesario que la longitud de onda de la
radiación utilizada sea del mismo orden que el tamaño de la partícula que
queremos observar. No podemos ver un objeto si sus dimensiones son
más pequeñas que la longitud de onda de la luz utilizada para verlo. Para
ver un electrón, deberemos utilizar radiación de longitud de onda pequeña,
comparable con su tamaño.
Esta radiación será de frecuencia muy alta y, por tanto, muy energética, y
cuando choque contra el electrón, de masa y cantidad de movimiento
pequeñas, lo desplazará con dirección y velocidad imprevisible. Si
deseamos realizar una determinación muy exacta de la posición, tanto más
imprecisa será la determinación de la velocidad.

Mecánica cuántica
(1925-1930)
Werner Heisenberg
Erwin Schrödinger
Paul Dirac
Se abandona el determinismo de la física
clásica y se comienza a suponer que el
electrón se comporta como una onda
estacionaria.
Ecuación de ondas de Schrödinger:

Mecánica cuántica
En 1926, el físico austríaco Erwin Scrödinger
(1887-1961), inspirado en la teoría de De Broglie
sobre la naturaleza ondulatoria de las partículas,
propuso que se describiera al electrón no como una
partícula que giraba alrededor del núcleo, sino como
una onda que vibraba alrededor de dicho núcleo, de
modo que estaba al mismo tiempo en todos los
puntos de la órbita.
Ecuación de Ondas
Al resolver la ecuación de ondas se obtienen unos números
denominados “Números Cuánticos”, los cuales definen un “Orbital”
En el modelo de Bohr, los electrones giran en torno al núcleo siguiendo
órbitas circulares.
Según el modelo cuántico, un electrón se encuentra dentro y “ocupa” una
región del espacio llamada “orbital”
Podemos definir el orbital atómico como la zona del espacio donde
hay una gran probabilidad de encontrar al electrón, este valor de
probabilidad se cifra arbitrariamente en al menos el 90%.

Orbital atómico
Un orbital atómico es la zona del espacio en la que
hay mayor probabilidad de encontrar un electrón con
determinada energía
Se abandona el concepto clásico de “órbita”
(determinismo) y se acepta un nuevo concepto relativo
a la probabilidad de encontrar un electrón: orbital

Números cuánticos.Números cuánticos.
n = número cuántico principal.
l = número cuántico del momento angular
orbital.
m = número cuántico magnético.
s = número cuántico de spin del electrón.
Los tres primeros números cuánticos definen un “orbital
atómico”.

Significado de los Números cuánticos.Significado de los Números cuánticos.
Sólo puede tomar valores naturales, excluido el cero: n = 1,2,3,4, …
n es el número cuántico principal.
Determina el tamaño del orbital y el nivel energético principal en
que se encuentra el electrón.

l (ele) es el número cuántico secundario, azimutal
o angular.
Puede tomar valores naturales
desde 0 hasta n-1.
Determina la forma del orbital
atómico.
l = 0 orbital s (sharp)
l = 1 orbital p (principal)
l = 2 orbital d (diffuse)
l = 3 orbital f (fundamental)
Según sea el valor del número cuántico secundario, se designa
los orbitales atómicos como:
Representan los distintos subniveles dentro de cada nivel.

m es el número cuántico magnético
Puede tomar valores enteros desde - l hasta + l (- ele hasta + ele)
Determina la orientación espacial del orbital y se denomina
magnético porque representa la capacidad de los subniveles de ser
alterados por la presencia de un campo magnético externo.
El orbital está
definido por los tres
primeros números
cuánticos: n, l y m
En ausencia de un
campo magnético
los subniveles del
mismo nivel son
isoenergéticos

Si una serie de átomos de hidrógeno se somete a la acción de un campo
magnético, se producen desdoblamientos múltiples de ciertas líneas
espectrales correspondientes a niveles energéticos secundarios
La línea correspondiente al subnivel s no sufre desdoblamiento alguno; la
línea p, se desdobla en tres; la d, en cinco; la f, en siete.
En ausencia de campos magnéticos, todos los subniveles de un mismo nivel
tienen idéntica energía

s es el número cuántico de spin
Sólo puede tomar dos valores: -1/2 y +1/2
Se suele considerar que el número cuántico de spin, s, determina el
sentido del giro del electrón sobre si mismo. El electrón se puede
considerar como un minúsculo imán que tendrá el polo norte dirigido
en un sentido u otro.

Forma de los Orbitales Atómicos
Los orbitales s (l = 0) poseen simetría esférica
Los orbitales s de energía elevada tienen superficies límite de mayor
diámetro

Los orbitales d tienen l=1, por lo que existirán tres de ellos, pues m
podrá valer -1, 0 y +1. Se nombrarán según los ejes sobre los que se
hallan situados: px, py, pz.
Un orbital p es una nube con dos lóbulos situados en lados opuestos
del núcleo.

Serán aquellos con l=2. Dado que m podrá valer -2, -1, 0, +1 y +2
existirán cinco de ellos: dx2-y2, dxz, dz2, dyz, dxy.

Serán aquellos con l=3, por lo que existirán siete de ellos.

Configuraciones electrónicasConfiguraciones electrónicas
Dado un átomo y su número atómico (que coincide con el número de
electrones), su configuración electrónica más estable se obtiene aplicando
las tres reglas que describen el modo en que los electrones llenan los
orbitales atómicos:
Principio de mínima energía o Principio de Aufbau
Principio de Exclusión de Pauli
Regla de Hund
Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la
distribución de sus electrones en los diferentes orbitales
Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la
distribución de sus electrones en los diferentes orbitales

Principio de mínima energía o Principio de Aufbau
Los electrones ocupan los orbitales atómicos de energía más baja
disponible.
Todos los orbitales que pertenecen a un mismo subnivel tienen la misma
energía
Diagrama de
Moeller

Principio de Exclusión de Pauli
Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener iguales sus
cuatro números cuánticos: n, l, m y s.
Se representa por , afirmando, entonces, que los electrones en el orbital
están apareados.
En un mismo orbital, el electrón está definido por los tres números
cuánticos pertenecientes a dicho orbital (n, l y m) y el número cuántico de
spin del propio electrón.
Dado que s únicamente puede valer +1/2 y -1/2, en un orbital solamente
caben dos electrones.

Regla de máxima multiplicidad o regla de Hund
Consideramos ahora la forma en que se distribuyen los electrones dentro de
los orbitales de idéntica energía.
Como los electrones se repelen entre si, la configuración de mínima energía
es aquella que mantiene los electrones lo más alejados posible entre ellos,
y por esto se distribuyen separados antes de ocupar dos electrones el
mismo orbital.
"Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados, de la
mínima energía, lo harán en orbitales diferentes y con spines paralelos
(electrones desapareados), mientras sea posible."

Li 3 1s2 2s1
Be 4 1s2 2s2
B 5 1s2 2s2 2p1
C 6 1s2 2s2 2p2
N 7 1s2 2s2 2p3
Ne 10 1s2 2s2 2p6
Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1
Elemento Nº Electrones Diagrama Orbitales Configuración Electrónica
Configuraciones electrónicas

Experimento de la Doble Rendija
http://www.youtube.com/watch?v=PXK3AXysblE
http://www.youtube.com/watch?v=RC8uRPlHgqs
http://www.youtube.com/watch?v=hHQuEF0xjVg
Documentales Física Cuántica
http://www.youtube.com/watch?v=XbnjTKC0Has

Sistema Periódico
Antecedentes históricos.
El sistema periódico actual.
Propiedades periódicas.

Antecedentes históricos
Primeras clasificaciones periódicas
Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas
de una gran cantidad de elementos, se observó que ciertas
propiedades variaban periódicamente en relación a su masa.
De esa manera, hubo diversos intentos de agrupar los elementos,
todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación.
Anillo de Chancourtois (1862)
Triadas de Döbereiner (1829)
Octavas de Newlands (1864)
Clasificación de Mendeleiev (1969)

Anillo de Chancourtois
Modo de estructuración de los
elementos según
Chancourtois en forma de
espiral.
Los elementos de cada lado
del anillo tienen
propiedades similares.

Triadas de Döbereiner
Buscaba tríos de elementos en los que la masa del elemento
intermedio es la media aritmética de la masa de los otros dos
Elemento Símbolo Masa atómica
Litio Li 7
Sodio Na x = (7+39)/2
Potasio K 39

H Li Be B C N O
F Mg Al Si P SNa
Cl Ca Cr Ti Mn FeK
Octavas de Newlands
En 1864 Newlands publicó su versión de la tabla periódica y propuso la
Ley de las Octavas (por analogía con los siete intervalos de la escala
musical). Esta ley establecía que un elemento dado presentaría unas
propiedades análogas al octavo elemento siguiendo la tabla.

Dimitri Mendeleiev
Clasificó lo 63 elementos conocidos utilizando el criterio de masa atómica creciente,
ya que no se conocía el concepto de número atómico puesto que no se habían
descubierto los protones.
Los elementos con propiedades parecidas coinciden en la misma fila.
Dejó huecos para elementos que aún no se habían descubierto.
Predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el germanio (Ge).
Algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que
coincidieran las propiedades. Lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal
medidas.

Ordenación de los elementos en orden creciente de Número Atómico Z

El conjunto de elementos que ocupan una línea
horizontal se denomina PERIODO
Periodo: conjunto de elementos que teniendo propiedades
químicas diferentes, presenta igual número de niveles con
electrones en su envoltura, correspondiendo el número de
PERIODO al total de niveles o capas.

El conjunto de elementos que ocupan una línea
vertical se denomina GRUPO o FAMÍLIA.
Grupo: conjunto de elementos que presentan propiedades
físicas y químicas similares.

Los elementos de un mismo grupo, tienen propiedades químicas semejantes, ya
que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia (última capa
electrónica) y están distribuidos en orbitales del mismo tipo
Por ejemplo, los elementos del grupo 17:
Elemento Configuración
más externa
Configuración electrónica
Flúor
Cloro
Bromo
Yodo
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5
ns2 np5
Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de un
elemento están relacionadas con la configuración electrónica de
su capa de valencia

Los elementos se clasifican en cuatro bloques según su configuración
electrónica:
Son los elementos que tienen llenos los subniveles
s y p de la última capa
Gases Nobles
Se denominan gases nobles porque apenas participan en reacciones
químicas.
La configuración electrónica de la capa de valencia es:
El helio es una excepción ya que el nivel n =1 no tiene orbitales p

Elementos representativos
Son los elementos cuyo último electrón se aloja en un orbital s o un
orbital p (los gases nobles podrían incluirse en este bloque)

Metales de transición
Son los elementos cuyo último electrón se aloja en un subnivel d
x = 1, 2, …, 10)
Los metales de transición se caracterizan porque al crecer
su número atómico, se van llenando orbitales d

Metales de transición interna
Son los elementos cuyo último electrón se aloja en un subnivel f
x = 1, 2, …, 14)

Grupo 1: Metales
alcalinos.
Símbolo Elemento
• Li Litio
• Na Sodio
• K Potasio
• Rb Rubidio
• Cs Cesio
• Fr Francio
Conf. Elect. última capa
2 s1
3 s1
4 s1
5 s1
6 s1
7 s1
Periodicidad en la configuración
electrónica

Símbolo Elemento
• Be Berilio
• Mg Magnesio
• Ca Calcio
• Sr Estroncio
• Ba Bario
• Ra Radio
2 s2
3 s2
4 s2
5 s2
6 s2
7 s2
Grupo 2: Metales alcalinotérreos

Símbolo Elemento
• Sc Escandio
• Ti Titanio
• V Vanadio
• Cr Cromo
• Mn Manganeso
• Fe Hierro
• Co Cobalto
• Ni Niquel
• Cu Cobre
• Zn Cinc
3 d1 4 s2
3 d2 4 s2
3 d3 4 s2
3 d4 4 s2
3 d5 4 s2
3 d6 4 s2
3 d7 4 s2
3 d8 4 s2
3 d10 4 s1
3 d10 4 s2
Grupos 3-12: Metales de transición

Grupo 13: Metales térreos.
Símbolo Elemento
• B Boro
• Al Aluminio
• Ga Galio
• In Indio
• Tl Talio
2 s2 p1
3 s2 p1
4 s2 p1
5 s2 p1
6 s2 p1
Grupos 13: Térreos o boroideos

Símbolo Elemento
• C Carbono
• Si Silicio
• Ge Germanio
• Sn Estaño
• Pb Plomo
2 s2 p2
3 s2 p2
4 s2 p2
5 s2 p2
6 s2 p2
Grupos 14: Carbonoideos

Símbolo Elemento
• N Nitrógeno
• P Fósforo
• As Arsénico
• Sb Antimonio
• Bi Bismuto
2 s2 p3
3 s2 p3
4 s2 p3
5 s2 p3
6 s2 p3
Grupos 15: Nitrogenoideos

Símbolo Elemento
• O Oxígeno
• S Azufre
• Se Selenio
• Te Teluro
• Po Polonio
2 s2 p4
3 s2 p4
4 s2 p4
5 s2 p4
6 s2 p4
Grupos 16: Anfígenos

Símbolo Elemento
• F Flúor
• Cl Cloro
• Br Bromo
• I Iodo
• At Astato
2 s2 p5
3 s2 p5
4 s2 p5
5 s2 p5
6 s2 p5
Grupos 17: Halógenos

Símbolo Elemento
• He Helio
• Ne Neón
• Ar Argón
• Kr Kriptón
• Xe Xenón
• Rn Radón
1 s2
2 s2 p6
3 s2 p6
4 s2 p6
5 s2 p6
6 s2 p6
Grupos 18: Gases nobles

Propiedades periódicas
Son aquellas que varían con regularidad a lo largo de
grupos y períodos.
Radio atómico.
Energía de ionización.
Afinidad electrónica (Electroafinidad)
Electronegatividad.
Carácter metálico y no metálico.

Radio atómicoRadio atómico
El “tamaño” de un átomo es un concepto algo vago, ya que la nube de
electrones que rodea al núcleo no tiene una frontera definida.
Por convenio, los átomos se consideran esféricos y se toma como radio
atómico la mitad de la distancia mínima entre dos núcleos enlazados del
elemento dado

Tamaño de los ionesTamaño de los iones
En la formación de un ion positivo, un átomo neutro pierde electrones de
la capa electrónica más externa
Los electrones que quedan son atraídos con más
fuerza por la carga positiva del núcleo
Los iones positivos (cationes) son siempre
menores que los átomos neutros a partir de los
que se forman
En la formación de un ion negativo, un átomo neutro gana electrones.
Los iones negativos (aniones) son siempre
mayores que los átomos neutros a partir de los
que se forman
Los electrones que quedan son atraídos con más
fuerza por la carga positiva del núcleo
Los electrones que quedan son atraídos con
menos fuerza por la carga positiva del núcleo

 En iones positivos (cationes): el tamaño del catión es más pequeño que el
del átomo neutro ya que al perder electrones de la capa más externa, los que
quedan son atraídos por el núcleo con más fuerza por la carga positiva del
núcleo
 En iones negativos (aniones): el tamaño del anión es más grande que el
del átomo neutro. Un ión negativo se forma cuando el átomo gana electrones.
Estos electrones aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos
Radio iónico

En un grupo, el radio aumenta a medida que se desciende en el grupo, ya que
se van ocupando capas electrónicas más externas. Se incrementa el número
de niveles electrónicos.
Variación del radio atómico en un grupo
El tamaño atómico aumenta al descender en un grupo

Al avanzar en un período, los radios atómicos disminuyen:
Variación del radio atómico en un período
El aumento de la carga nuclear origina una mayor atracción sobre la nube
electrónica (situada en el mismo nivel energético)
La última capa ocupada disminuye paulatinamente debido al aumento de la
carga positiva del núcleo

Energía de ionizaciónEnergía de ionización
La primera energía de ionización (EI) es la energía necesaria para
arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso en su
estado fundamental
Ca (g) + EI Ca+ (g) + e-
La segunda energía de ionización es la energía necesaria para arrancar
el siguiente electrón del ión monopositivo formado:
Ca+ (g) + 2ªEI Ca2+ (g) + e-
Variación en un Grupo: La EI disminuye al descender en un grupo
Aumenta la carga nuclear y también aumenta el número de capas
electrónicas, por lo que el electrón a separar está en el nivel energético
más externo y sufre menos la atracción de la carga nuclear (está más
apantallado)

Al avanzar en un período, disminuye el tamaño atómico y aumenta la carga
positiva del núcleo. Así, los electrones al estar atraídos cada vez con más
fuerza, cuesta más arrancarlos
Excepciones: las anomalías que se observan tienen que ver con la gran
estabilidad que poseen los átomos con orbitales semiocupados u ocupados,
debido a que los electrones son más difíciles de extraer.
Energía de ionizaciónEnergía de ionización
Variación en un Período: La EI crece al avanzar en un período

Afinidad Electrónica o ElectroafinidadAfinidad Electrónica o Electroafinidad
Afinidad electrónica es la energía puesta en juego que acompaña al proceso
de adición de un electrón a un átomo gaseoso (AE).
Aplicando el convenio de termodinámica de signos, un ejemplo sería:
F (g) + e- F- (g) + 328 KJ / mol se desprende energía  AE 0 (AE=- 328 KJ /mol)
Be (g) + e- + 240 KJ / mol Be- (g) se absorbe energía  AE 0(AE=+ 240 KJ /mol)
Normalmente esta energía es negativa (se desprende) aunque es
positiva en los gases nobles y metales alcalinotérreos.
Al bajar en un grupo aumenta la distancia al núcleo, por tanto se
reduce la fuerza de atracción y disminuye la EA.
Tomaremos el criterio: a mayor energía desprendida (mayor EA),
mayor tendencia del elemento a captar electrones
Al avanzar en un período aumenta la carga nuclear, por tanto
aumenta la fuerza de atracción entre protones y electrones:
aumenta la EA.

AFINIDAD
ELECTRÓNICA.
AFINIDAD
ELECTRÓNICA.
ENERGÍA DE
IONIZACIÓN
ENERGÍA DE
IONIZACIÓN

Potencial de ionización
Afinidad electrónica
Electronegatividad
Electronegatividad La electronegatividad es la tendencia
que tienen los átomos de un elemento a
atraer hacia sí los electrones cuando se
combinan con átomos de otro elemento.
Por tanto es una propiedad de los
átomos enlazados
La electronegatividad
aumenta con el número
atómico en un período y
disminuye en un grupo.

Carácter metálico y no metálico.Carácter metálico y no metálico.
Metales:
• Pierden fácilmente electrones para formar cationes
• Bajas energías de ionización
• Bajas afinidades electrónicas
• Bajas electronegatividades
• Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales
Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como:
No Metales:
• Ganan fácilmente electrones para formar aniones
• Elevadas energías de ionización
• Elevadas afinidades electrónicas
• Elevadas electronegatividades
• Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales
Semimetales o metaloides:
• Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)

LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS VARÍAN DE
LA SIGUIENTE MANERA
LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS VARÍAN DE
LA SIGUIENTE MANERA

Páginas de InterésPáginas de Interés
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_mater
ia/curso/materiales/atomo/modelos.htm
http://www.quimitube.com/videoscategory/estructura-de-la-materia/
http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/atom.html
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-
cdquimica-tic/Q1/EstructuraAtomica.htm
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-
cdquimica-tic/Q2/EstructuraAtomica2.htm

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