Segunda parte del extraordinario Libro de Quimica en la Vida Cotidiana conteniendo atractivas lecturas y ejercicios amenos: Particulas Subatomicas, Configuracion Electronica, Elementos Tabla Periodica.

1. 2.1.1 El átomo
En equipo de 4 personas lean la lectura “De Demócrito al neutrino”, redacten un
resumen y expónganlo frente al grupo por un representante del equipo.
Lectura No. 25: “De Demócrito al neutrino”.
name mass (MeV/c2) charge
electron 0.510 -1
electron nutrino ? 0
muon 106 -1
mu nutrino ? 0
tau 1780 -1
tau nutrino ? 0
(460-370 a.c.)
Hace más de 2,400 años Demócrito de Abdera intuyó que el mundo debía estar
formado por simples y minúsculos granos de materia primordial a los que dio el
nombre de “átomos”, que en griego quiere decir indivisibles. Cada uno sería
distinto según la sustancia a la que permaneciera. Hasta ahí el filósofo tenía
razón. Lo malo que a la hora de explicar las diferencias entre unas partículas y
otras, pecó de ingenuidad: los átomos del agua serían suaves y redondos; los
del fuego estarían cubiertos de espinas y los de la tierra tendrían arrugas.
Su revolucionaria teoría tuvo que luchar con la fama y autoridad del gran
maestro Aristóteles, quien postulaba la existencia de una materia primigenia que
existía tan solo potencialmente hasta que se manifestaba en los cuatro
elementos que componían todos los seres y objetos: agua, tierra, aire y fuego.
Durante siglos, los alquimistas que jamás creyeron en el átomo, se empeñaron
en buscar dicha materia prima sin ningún éxito.
Tuvieron que pasar muchos años para que en 1803, el químico inglés John
Dalton desempolvara el viejo término acuñado por Demócrito. Según su teoría,
la materia se podía dividir en dos grandes grupos: el de los elementos y el de los
compuestos. Los primeros serían unidades simples o fundamentales, de las que
existiría un número reducido (hasta ahora se han descubierto 112 elementos) a
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2. los que denominó átomos, en homenaje al pensador griego. Los segundos
serían como combinaciones de los primeros que de acuerdo con ciertas reglas,
darían lugar a estructuras más complejas denominadas “moléculas”. Acababa de
poner las bases de la física de partículas. Ya en las postrimerías del siglo, en
1891, el físico inglés J. J. Thomson iba a dar sin pretenderlo, con una nueva
clave de la composición de la materia. Mientras estudiaba la naturaleza de los
“rayos catódicos”, observó que éstos estaban formados por enormes
cantidades de pequeñas partículas de electricidad negativa. La existencia de
dichos corpúsculos, los electrones, había sido predicha por el físico irlandés
Stoney, pero Thomson fue el primero en aislar uno de ellos que resultó tener
una masa 1,836 veces menor que la del átomo del hidrógeno, el menor de todos.
Así que el átomo ya no podía ser la partícula más pequeña; ni tan siquiera era
indivisible. El hecho de que el electrón formara parte de él, planteaba una
cuestión de fondo: ¿cómo se conformaba la estructura del átomo? La primera
gran aproximación al concepto actual se debe a Ernest Rutherford, un físico de
la Universidad de Manchester que en 1911 propuso un modelo prácticamente
calcado del Sistema Solar: el átomo estaría formado por un núcleo central con
carga positiva, en el que se concentraría casi toda la masa y alrededor del cual
giraría los electrones en órbitas concéntricas como lo harían los planetas. Esta
teoría fue plenamente confirmada por el físico danés Niels Bohr.
Ahora bien, si se había descubierto una partícula más pequeña que la del átomo,
bien pudieran existir otras características similares. En 1914, el propio
Rutherford dio con el protón, mucho mayor que el electrón pero aún menor que
el átomo. También poseía carga eléctrica, aunque en este caso de carga
positiva. El inglés James Chadwick remató la terna al descubrir en 1932 el
neutrón, que junto con el protón forma el núcleo atómico.
La familia parecía estar completa. Pero las investigaciones realizadas en los
años treinta sobre la desintegración radiactiva, en particular el estudio de la
desintegración beta (mediante la cual un núcleo atómico se transforma
espontáneamente en otro, emitiendo partículas beta o bien capturando un
electrón) iban a introducir un nuevo y misterioso elemento. De las mediciones y
observaciones llevadas a cabo en los laboratorios parecía deducirse que durante
el proceso de desintegración nuclear desaparecía una pequeña cantidad de
energía, algo que según la física es imposible, pues la energía ni se crea ni se
destruye, solo se transforma.
La hipótesis propuesta en 1931 por el físico austriaco Wolfgang Pauli más bien
parecía una solución de compromiso, aunque fue aceptada por un mal menor.
Este científico sospecho que durante la desintegración, además de las partículas
ya conocidas, el núcleo atómico debía expulsar una nueva partícula ignorada
portadora de energía que faltaba. Este nuevo miembro del clan, que no tendría
carga eléctrica ni prácticamente masa, fue bautizado por el físico italiano Enrico
Fermi con el nombre de neutrino, que significa “pequeña cosa natural”. Pauli
estaba en lo cierto, pero no fue fácil comprobarlo. El neutrino esquivó una y otra
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3. vez los intentos de los físicos por atraparlo, ya que apenas interacciona con la
materia; puede atravesar la Tierra sin tropezar con nada. Los físicos se
plantearon incluso modificar el principio de la conservación de la energía. Pero
en 1956, Clyde L. Cowan y Frederick Reines lograron capturarlo en las
emanaciones de un reactor nuclear.
Con la propuesta de Pauli había quedado, pues resuelta la estructura atómica,
que estaría integrada por cuatro tipos de partículas: electrón, protón, neutrón y
neutrino; consideradas por mucho tiempo como fundamentales. Pero las aguas
terminarían por desbordarse de nuevo. En los años cincuenta y sesenta los
primeros aceleradores de partículas revelaron que estos elementos no estaban
solos en el mundo, sino que pertenecían a una nutrida familia conocida como
los hadrones. A mediado de los años sesenta, el número de partículas
elementales se acercaba al centenar.
En equipos de 4 personas lean el tema “Concepto de átomo” y contesten las
siguientes preguntas.
1. ¿Qué es un átomo?
R:
2. ¿Cuáles son los postulados de Dalton?
R:
3. ¿Cómo está constituido un átomo?
R:
92

4. Concepto de átomo.
El átomo es la partícula más pequeña que posee las propiedades del elemento
al que pertenece y se conserva indivisible en una reacción química excepto en
las reacciones nucleares. El diámetro de un átomo mide décimas de
nanómetros; es decir, si se alinearan 10 millones de átomos, formaría una línea
de un milímetro de longitud.
Grecia, la cuna de la ciencia no
queda al margen de la historia, las
aportaciones a la química las
hicieron Leucipo y Demócrito,
antiguos filósofos que hablaron de
átomos invisibles, indivisibles e
indestructibles, sus argumentos se fundaban en la necesidad de establecer un
límite a una hipotética división de la materia. Esta hipótesis del atomismo fue en
su tiempo la verdad a medias más fructífera que surgiera en la Grecia antigua y
que tuviera una duración de más de veinte siglos. Posteriormente Dalton afirmó
que:
 Toda la materia está formada por partículas extraordinariamente diminutas
llamadas átomos.
 Todos los átomos de cualquier elemento son semejantes entre sí,
particularmente en peso, pero diferentes de todos los demás elementos.
 Los fenómenos químicos son cambios en las combinaciones de los átomos
entre sí.
 Los átomos permanecen indivisibles incluso en la reacción química más
violenta.
A estas afirmaciones se les conoce como postulados de Dalton.
Los átomos están constituidos de materia, poseen un minúsculos núcleo
formado por protones y neutrones (es la parte más pesada del átomo), el cual
está rodeado de electrones que giran a grandes velocidades.
Núcleo:
Protones y Neutrones
Electrones
93

5. 2.1.2 Protón, electrón y neutrón
En equipos de 4 personas lean el tema “Concepto de electrón, protón y neutrón”
y contesten las siguientes preguntas.
1. ¿Qué es un electrón?
R:
2. ¿Cuál es la masa del electrón?
R:
3. ¿Qué es un protón?
R:
4. ¿Qué son los neutrones?
R:
5. ¿A qué se llama número atómico?
R:
6. ¿A qué se le llama número de masa?
R:
Concepto de electrón, protón y neutrón.
Los electrones son partículas subatómicas que tienen carga negativa. La
cantidad de carga en un electrón fue obtenida por Robert Andrew Millikan (1868-
1953), pero la definición real de electrón fue hecha por Joseph John Thomson
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6. (1856-1940), al encontrar la relación entre la carga y la masa del electrón, es
decir, e-/m, la masa del electrón encontrada por Thomson fue de 9.11x10 -28 kg.
Los protones son partículas subatómicas que forman parte del núcleo y tienen
carga positiva, cuya masa es de 1.673x10 -24 kg. El número de protones es igual
al número atómico.
El número de electrones (e ) es igual al número de protones (p+), por lo que
el átomo es eléctricamente neutro.
Los neutrones son partículas subatómicas que carecen de carga eléctrica y se
encuentran en el núcleo con los protones, su masa es semejante a la del protón,
es decir, de 1.673x10 -24 kg. La suma de protones y neutrones es el número
de masa.
Práctica 13: “Los papeles saltarines”
Objetivo: Demostrar la existencia de las cargas positivas y negativas en la
materia.
Teoría: Los cuerpos se electrizan al ganar o perder electrones. Si sus cargas
son iguales se repelen y si son diferentes se atraen
Algunos cuerpos se cargan positiva o negativamente, por ejemplo, si un peine de
plástico se frota con un paño de seda, lana o cabello, éste se carga
negativamente y si se acercan objetos con carga positiva éstos se atraerán
mutuamente.
Material: Reactivos:
Hoja de papel bond. Granos de sal de mesa.
Perforadora para papel.
Globo (escoge un tamaño que
puedas sostener fácilmente con
tu mano).
Desarrollo:
1. Con la perforadora corta de 5 a 10 pequeños círculos de la hoja de papel.
2. Coloca los círculos de papel sobre una mesa y sepáralos.
3. Infla el globo y amárralo.
4. Frota el globo contra tu cabello, más o menos 5 veces. (Cuida que tu cabello
esté limpio, seco y sin grasa).
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7. 5. Acerca el globo a los círculos de papel, sin tocarlos.
6. Coloca unos granos de sal sobre un trozo de papel.
7. Frota un peine en tu cabello seco y observa.
8. Coloca el peine sobre la sal y observa.
9. Contesta las siguientes preguntas.
Preguntas:
1. ¿Qué sucede con los círculos de papel?
R:
2. ¿Por qué sucede esto?
R:
3. ¿Qué sucede con los granos de sal?
R:
3. ¿Por qué sucede esto?
R:
2.2.1 Modelos atómicos.
En equipos de 4 personas lean el tema “Modelos atómicos” y contesten las
preguntas que a continuación se indican.
1. ¿Qué aportaciones hicieron Demócrito, John Dalton y J. J. Thomson a la
teoría atómica?
R:
96

8. 2. Describe el modelo atómico de Thomson.
R:
3. ¿Cuál es la diferencia fundamental entre el modelo atómico de Thomson y el
de Rutherford?
R:
4. ¿Qué experimento dio a Rutherford la certeza de la estructura planetaria del
átomo?
R:
5. ¿Cuáles fueron las limitaciones del modelo atómico de Rutherford?
R:
6. Describe los postulados de Bohr.
R:
Modelos atómicos.
Thomson propuso un modelo atómico, en el cual la carga positiva se parecía a
un “budín” con las cargas negativas uniformemente distribuidas, como lo están
las pasas en el pan, su modelo se basó en los experimentos realizados con los
tubos de descarga de Crookes.
Perrin modificó el modelo de Thomson sugiriendo que las cargas negativas se
encuentran en la parte externa del budín que es positivo. En 1911 Rutherford
propuso un modelo atómico, según su experimento, que consistió en
bombardear una lámina delgada de oro con partículas alfa, donde observó que
algunas atravesaban fácilmente, otras rebotaban y el resto se desviaban, lo que
97

9. permitió suponer que el átomo tiene un núcleo macizo y un espacio vacío, en el
núcleo se encuentran el protón y el neutrón, en el espacio vacío los electrones,
describiendo diferentes trayectorias sin poder definirlas; esto le permitió hacer
una analogía con el sistema solar, donde el centro del átomo era el Sol y los
electrones los planetas, por lo que este modelo se conoce como “el planetario”.
Bohr aprovecha las ideas de Planck referentes al estudio de la distribución
energética de la radiación del cuerpo negro, para introducir el concepto de
cuantización energética. A fin de que, las órbitas circulares fuesen estables y
que concordaran con los espectros de emisión, para los cuales Rydberg ya
había encontrado una expresión matemática empírica en la que aparecía un
parámetro n con valores positivos.
Niels Bohr (1885 – 1962) científico danés, amplió el concepto del modelo de
Rutherford, estableciendo un nuevo modelo para el cual introdujo los siguientes
postulados:
1. En el átomo existen órbitas en las cuales giran los electrones, las órbitas son
circulares, concéntricas, de radios diferentes y bien definidas. A cada órbita
se le asignó un número consecutivo a partir de la órbita más cercana al
núcleo.
A este número actualmente se le llama “número cuántico principal” y se
representa con la letra n, la cual toma los valores: 1, 2, 3, 4, …
El siguiente dibujo representa el modelo atómico de Bohr
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10. 2. La órbita más cercana al núcleo corresponde al estado más estable del
átomo, si un átomo recibe energía, el electrón puede “saltar” a otra órbita
más lejana, la órbita más lejana del núcleo tiene una mayor energía.
3. La absorción o emisión de energía por el átomo, se produce exclusivamente
cuando el electrón “salta” de una órbita a otra, la diferencia de energía entre
los estados inicial y final en vez de ser emitida en forma continua, se emite en
pequeños paquetes o cuantos de energía radiante llamados fotones.
Sommerfield modificó el modelo de Bohr, de acuerdo a la Teoría de la
Relatividad de Albert Eisntein y, aunque mejoró el modelo, no explicó los
fenómenos electrónicos que en aquella época parecían indescifrables. En las
ecuaciones de Sommerfield aparecen dos parámetros con características de
números enteros que son n y l, el modelo de Sommerfield indica que las órbitas
son circulares y elípticas como se ve en la siguiente figura:
M L K
De Broglie, al descifrar un rayo de electrones en la misma forma en que se
difracta un rayo de sol para formar el arco iris, propuso que la luz tiene
propiedades de partícula y de onda, dando lugar al movimiento de la mecánica
ondulatoria. El electrón, al igual que las formas de energía de radiación como los
fotones (cuantos de energía luminosa) como partícula son materia y como onda
son energía, relacionando así el modelo de Bohr y las teorías de Einstein y
Planck, para explicar la dualidad de onda-partícula de la materia.
Para ilustrar lo anterior: un lápiz (una masa) ocupa un lugar en el espacio; la luz
que emite una lámpara incandescente (energía), no ocupa un lugar en el espacio
pero “existe” en todo el espacio. De esta manera, el electrón al comportarse no
como onda (energía) “existirá” en el espacio (volumen) que rodea al núcleo y no
coma capas como lo indicó Bohr. Cabe aclarar que estas propiedades son
importantes solo para cuerpos muy pequeños como electrones, protones, etc., y
a muy alta velocidad.
Schödinger utilizó las ideas de De Broglie para elaborar una ecuación
matemática con los parámetros ya conocidos y uno más que él nombró “número
cuántico m” y que está relacionado al impulso, que permitió describir el
movimiento de un electrón. Con esta ecuación es posible determinar la
probabilidad de encontrar un electrón en cierto punto en un tiempo dado,
99

11. mediante el cálculo de la mayor probabilidad de encontrar un electrón a una
determinada distancia del núcleo.
Para el hidrógeno que tiene un solo electrón, la ecuación de onda calculó la
mayor probabilidad de encontrar un electrón a una distancia determinada; este
valor resultó ser igual al radio atómico del átomo del mismo elemento calculado
por Bohr.
Heisenberg, al mismo tiempo que Schödinger, con base de las ideas de Max
Planck y de De Broglie, pero con el empleo de matemáticas distintas a las
aplicadas por Schödinger -álgebra de matrices- establece el “Principio de
incertidumbre” que nos explica por qué no se puede describir la trayectoria
exacta del electrón en una región-energética y que sólo debemos conformarnos
con tener una idea bastante aproximada de la región-energética de
manifestación probabilística electrónica (abreviado es, reempe), nombre actual
que se conoce como orbital, que comprende los conceptos de Bohr-
Sommerfield.
Pauli proporcionó el principio de orden necesario para que los resultados
obtenidos por Bohr, Schödinger y Heisenberg estuviesen en concordancia con
los hechos innegables expresados en las clasificaciones periódicas de los
elementos de Mendeleiev y de Moseley.
En el fondo, los trabajos de Schödinger y de Heisenberg coinciden, y con ellos
nace la mecánica ondulatoria y la mecánica cuántica.
Dirac y Jordan son los que ampliaron los conocimientos previos de la mecánica
ondulatoria incorporando bases de la teoría general de la relatividad de Albert
Einstein, y precisamente de sus ecuaciones es donde aparece el cuarto
parámetro con características cuánticas denominado s, además de los ya
conocidos: n, l y m.
2.2.2 Modelo atómico de la mecánica cuántica
En equipo de 4 personas lean la lectura “Electrones excitados y espectros” y
expongan al grupo por un integrante.
Lectura No. 26: “Electrones excitados y espectros”.
Para excitar los electrones dentro de los átomos e impulsarlos a estados
energéticos más elevados, se puede emplear la energía de forma de calor, el
100

12. bombardeo de electrones, la luz (ultravioleta, visible,
láser) y las reacciones químicas.
Cuando se coloca al fuego un compuesto que
contenga sodio, se puede observar un color amarillo,
debido a la excitación de los electrones de sodio por
efecto del calor. La incandescencia amarilla de una
lámpara de vapor de sodio se debe a que los
electrones se excitan por bombardeo de otros electrones. En ambos casos, los
electrones excitados del sodio regresan al estado más estable de energía, al
tiempo que producen un espectro característico de líneas que es siempre igual,
sin importar el medio empleado para excitar a dichos electrones.
La luz blanca-azulosa de las lámparas fluorescentes de vapor de mercurio, se
debe a que los átomos están excitados por bombardeo de electrones. La
incandescencia naranja de los anuncios de neón y la luz roja se deben a los
láseres de helio y neón; también es consecuencia de la excitación el regreso de
los electrones a los estados de más baja energía dentro de los átomos. Cada
espectro de líneas es característico para un elemento.
La luz también puede excitar a los electrones en el interior de los átomos cuando
la pintura fluorescente fosforece en presencia de luz ultravioleta, esta es la
fuente de energía que excita los electrones de las moléculas de la pintura.
Ciertas reacciones químicas también son capaces de excitar los electrones y
producir luz visible, por ejemplo la incandescencia amarilla-verdosa de las
luciérnagas y los tubos de luz química que irradian luz durante varias horas.
Una vez más se libera energía en forma de luz visible conforme los electrones
excitados de los átomos regresan a estados más baja energía.
Como se aprecia en los ejemplos mencionados, los electrones excitados
participan de manera importante en la vida diaria.
En equipo de 4 personas lean el tema “El nacimiento de la Teoría Cuántica” y
elaboren un resumen para exponerlo al grupo por un integrante.
Lectura No. 27: “El nacimiento de la Teoría Cuántica”.
Los electrones son los portadores de carga negativa. Todos los objetos cargados
negativamente tienen un cierto número de electrones en exceso y de manera
similar los cargados positivamente tienen cierta deficiencia de electrones, por lo
101

13. que, la carga de cualquier objeto siempre es un múltiplo de la carga electrónica,
a los que se le llama “cuantización de la carga”.
La ecuación que se utiliza para representar la cuantización de la carga es:
q = Ne
Donde: N = es un número entero
e = la carga del electrón y
q = es la carga del objeto.
La palabra “cuantización” viene de quantum que se refiere a cantidad elemental,
entonces “e” corresponde a un quantum (o cuanto) de carga eléctrica. En todo
proceso de trasferencia de carga, el cuanto fundamental corresponde a la carga
del electrón.
Seguramente has observado que cuando pones la mano cerca de un cuerpo
caliente sientes que el calor se transmite, lo que sucede es que despide rayos
infrarrojos y si el cuerpo está a más alta temperatura, éste se pone “al rojo”,
como las brasas en una hoguera, lo cual quiere decir que emite luz de ese color
y si la temperatura sube aún más, el cuerpo se pone incandescente y emite luz
blanca como el filamento de un foco.
En 1900, Max Planck logró dar una explicación después de
que los científicos lo intentaron durante 40 años, pero tuvo
que proponer algo totalmente nuevo y dijo que: “los cuerpos
del microcosmos (electrones, nucleones, átomos, moléculas)
absorben y emiten luz de manera discontinua”. Pero, ¿qué
quiere decir esto?, hasta estas fechas se pensaba que la
energía podía transmitirse en cualquier cantidad, por
pequeña que fuese, por ejemplo, al balancearse un péndulo,
se va frenando la fricción del aire en forma continua; cuando se aplica el freno de
un automóvil, también se detiene gradualmente y va pasando por todas las
velocidades intermedias hasta el reposo.
Planck llegó a la conclusión de que esto no ocurría a nivel atómico, ya que los
electrones absorben o emiten luz en pequeños paquetes de energía, que llamó
“cuantos de energía”. Esta palabra viene del latín quantum, que se entiende
como “cantidad elemental”.
Por eso se conoce a la contribución de Planck como teoría cuántica o teoría de
los cuantos.
Al igual que una escalera, solo puede subirse de peldaño en peldaño, Planck
encontró que los intercambios de energía en la naturaleza ocurren también por
peldaños.
102

14. Así, de la misma manera, como la carga de un cuerpo puede variar según gane
o pierde electrones (cuantos de energía), la energía de un objeto solo puede
variar en magnitudes fijas, los cuantos energéticos. Estos cuantos de energía
son tan pequeños que el intercambio de energía en los objetos grandes parece
continuo. Es como si nos pidieran pesar un kilogramo exacto de arena, los
gramos son tan pequeños que podemos lograrlo con gran precisión; sin
embargo, no será fácil pesar un kilogramo exacto de canicas, pues al poner la
última canica seguramente nos pasaremos algunos gramos, lo mismo sucede
cuando se nos pide un kilogramo de ladrillo, una pila de ladrillos siempre pesa un
número entero de veces el peso de un ladrillo y no será posible obtener con
precisión un kilogramo de alguno.
Planck pudo calcular con la mínima cantidad de energía luminosa que puede
absorber o emitir un cuerpo, depende de la frecuencia de la luz que emite o
absorbe y lo representó con la siguiente ecuación:
E=h
Donde:
E = es la energía del cuerpo en unidades de Joules.
h = la constante de Planck, que vale 6.62x10-34 Joules/s.
= es la frecuencia de la radiación medida en oscilaciones/s.
La magnitud tan pequeña de la constante de Planck es la responsable de que
los fenómenos solo se observen en los sistemas atómicos.
Práctica No. 14: “La caja Negra”
Objetivo: Sensibilizar al alumno sobre el trabajo científico.
Teoría: Experimentos como los de Röentgen, Becquerel y Rutherford ilustran
como las pruebas indirectas pueden ser esenciales para explorar las
propiedades de un objeto que no podemos ver o tocar. En esta actividad
intentarás identificar los objetos que se encuentran dentro de cajas que han sido
selladas previamente. En muchos aspectos esta actividad se parece al trabajo
de los científicos para determinar la naturaleza del átomo que es una “caja
sellada” más fundamental.
Material:
6 cajas de zapatos con un objeto (piedra, arena, pelota, canicas, etc.) dentro que
puede desplazarse libremente.
1 rollo de cinta adhesiva.
103

15. Desarrollo:
1. Organízate en equipos de 4 estudiantes.
2. Pide a tu maestro una caja de zapatos.
3. Con cuidado agita, gira o manipula la caja.
4. Con base a tus observaciones intenta determinar el tamaño del objeto, su
forma general y el material con que está hecho. Anota tus observaciones.
5. Intercambia la caja con otro equipo y repite los pasos 3 y 4.
6. Toma tus decisiones finales respecto a los objetos de las cajas e identifica
cada uno de ellos por su nombre así como la descripción de sus
características.
7. Expón al grupo los resultados obtenidos de tu equipo y verifica si los
resultados son correctos.
Cuestionario:
1. ¿Cuál de tus sentidos empleaste para reunir los datos de los objetos?
R:
2. ¿En qué aspecto se parece esta actividad a los esfuerzos de los científicos
por explorar la estructura atómica y molecular?
R:
2.2.3 Números cuánticos.
En forma individual lee el tema “Los números cuánticos”, posteriormente
integra un equipo de 4 personas para elaborar un cuadro sinóptico del tema y
contesten las siguientes preguntas:
1. ¿Qué es un orbital atómico?
R:
2. ¿Con qué letras se representan los subniveles de energía?
R:
3. ¿Cuántos electrones acepta el subnivel “d” ?
R:
104

16. 4. ¿Cuáles son los valores de l, m y s para el nivel 5?
R:
5. ¿Cuántos tiene el orbital 7?
Los Números Cuánticos.
El modelo de Bohr es muy importante, porque explica la estabilidad del átomo,
introduce la idea de los estados de energía cuantizados para los electrones, este
modelo fue reemplazado por una nueva forma de visualizar los átomos,
denominada mecánica cuántica o mecánica ondulatoria.
El físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961), consideró al electrón como si
fuera una onda y desarrolló una ecuación matemática para describir su
comportamiento, en cualquier punto del espacio alrededor del núcleo, además,
incluye términos para la energía total y energía potencial del electrón.
Para calcular la energía total y la energía potencial de un electrón, se utilizan
cuatro números o parámetros conocidos como números cuánticos, estos
números, en la ecuación de Schrödinger sirven para describir el comportamiento
del electrón.
La solución de la ecuación de onda presentada por Schrödinger requiere el uso
de matemáticas superiores y por lo tanto no se discutirá en este texto.
El modelo cuántico dice:
a) El átomo está compuesto de un núcleo de carga positiva donde se encuentra
la mayor parte de la masa y una nube electrónica que lo rodea.
b) El núcleo está compuesto por protones, neutrones y otras partículas
subatómicas.
c) La nube electrónica se describe por los cuatro números cuánticos.
d) Los números cuánticos determinan los niveles energéticos, los subniveles, la
orientación, forma probable de los orbitales y el número de electrones que
ocupa cada orbital. Un orbital se define como la región del espacio donde
existe la mayor probabilidad de encontrar un electrón (reempe): región
de espacio–energético de manifestación probabilística electrónica.
e) La descripción del modelo utiliza, además de una figura, una notación para
su estructura, llamada configuración electrónica cuántica que se basa en los
factores antes mencionados.
105

17. Como ejemplo, se tienen los modelos de la mecánica cuántica para los átomos
de hidrógeno y neón.
Los números cuánticos son n, l, m, s y tienen el siguiente significado:
n Número cuántico espacio-energético fundamental o principal.
l Número cuántico por forma o secundario.
m Número cuántico por orientaciones o magnético.
s Número cuántico de spin o de giro.
Cada electrón en un átomo puede ser descrito por un conjunto único de estos
cuatro números.
Describiremos a continuación cada número cuántico por separado:
Número cuántico principal “n”. Relaciona la magnitud de volumen ocupado
por la región de espacio-energético de manifestación probabilística electrónica
(reempe), donde se localizan los electrones, el parámetro n solo puede adquirir
valores enteros y positivos, en otras palabras, un electrón puede ocupar
solamente niveles energéticos específicos que pueden ser 1, 2, 3, 4, 5, … En
algunos textos, los niveles principales de energía se representan por las letras K,
L, M, N, O, …
El número máximo de electrones en cada nivel, está determinado por la fórmula
2n2, por lo tanto, la población electrónica máxima estará definida a partir de ella.
Por ejemplo, la siguiente tabla presenta para cada nivel el número máximo de
electrones y la manera en que se calculan.
Nivel n Fórmula Electrones
1 2 (1)2 2
2 2 (2)2 8
3 2 (3)2 18
4 2 (4)2 32
106

18. El siguiente esquema nos muestra las energías relativas de los diferentes
niveles principales, indica además el número máximo de electrones en cada
nivel.
n=4 2(4)2 = 32
Relación entre la E
energía y el n n=3 2(3)2 = 18
número cuántico e
principal r n=2 2(2)2 = 8
g
í n=1 2(1)2 = 2
a
Numero cuántico secundario o subnivel “l”. Define la forma del orbital, es
decir, la región del espacio con la mayor probabilidad de encontrar un electrón.
Los valores posibles para l, están limitados por el valor de n; es decir, l puede
tomar valores enteros que van desde cero hasta n– 1.
Por ejemplo, si n = 3, l puede tomar los valores de 0, 1 y 2.
En la siguiente tabla se presentan los diferentes valores de l par los niveles 1, 2,
3, 4 y 5.
n 1 2 3 4 5
l 0 0,1 0,1,2 0,1,2,3 0,1,2,3,4
El valor de l es representado generalmente por las letras s, p, d, f, g, h, i, ....
que son los nombre de los subniveles que corresponden a los valores de l, es
decir: 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6,… respectivamente, como se muestra en la siguiente
tabla:
Valor de l 0 1 2 3 4* . . .
Nombre del subnivel S p d f g*. . .
 Actualmente el valor de l = 3 satisface la distribución de los electrones en los
elementos conocidos, pero en un futuro cuando se descubran más elementos
el valor de l aumentará y por ende el de los orbitales.
Los datos experimentales demuestran que cada nivel de energía se divide en
subniveles en los que es probable encontrar el electrón.
107

19. Un Nivel de energía consiste en un cierto número de subniveles y cada subnivel
contiene un número determinado de orbitales
Por ejemplo, el primer nivel de energía consiste en un subnivel “s” que contiene
un orbital “s”, es decir:
1er. Nivel de energía Subnivel “s”
El número de orbitales, se calcula con la siguiente expresión:
Número de orbitales = n2
Donde n es el nivel energético.
El segundo nivel de energía está formado por un subnivel “s” y un subnivel “p”,
el primero tiene un orbital “s” y el segundo tres orbitales “p”.
Subnivel “p”
2do. Nivel de
energía Subnivel “s”
El nivel 3 consiste de un subnivel ”s”, que contiene un orbital “s”, un subnivel “p”
que contiene 3 orbitales “p” y un subnivel “d” que contiene 5 orbitales “d”, como
se muestra a continuación:
Subnivel “d”
3er. Nivel
de energía Subnivel “p”
Subnivel “s”
108

20. En la siguiente figura se representa un esquema general para el 3er. nivel.
Subnivel “d”
d d d d d
p p p Subnivel “p”
s Subnivel “s”
Ejemplo: Para el nivel n = 1, se tiene:
Número de orbitales = n2 = 12 = 1
El primer nivel de carga contiene un subnivel “s”
Nivel 1s
E
N n=1
E
R
G
I
A
El segundo nivel de energía contiene subniveles “s” y “p”.
2p
E Nivel
N
E n=2
R 2s
G
I
A
109

21. El tercer nivel de energía contiene suniveles “s”, “p” y “d”.
3d
E Nivel
N 3p
E n=3
R
G 3s
I
A
El cuarto nivel de energía contiene los subniveles “s”, “p”, “d” y “f”.
4f
4d
E
Nivel
N
4p
E
n=4
R
4s
G
I
A
El orbital “s” es esférico, está representado de la siguiente manera y acepata
como máximo 2 electrones:
El subnivel “p” acepta como máximo 6 electrones y se subdivide en tres
orbitales, es decir: px, py y pz; la forma del orbital py es la siguiente y en él se
encuentran 2 electrones:
110

22. Orbital py
El subnivel “d” acepta como máximo 10 electrones y se subdivide en 5 orbitales
que son: d(x2-y2), d(xz), d(z2), d(yz), d(xy), la forma del orbital d(xy) es:
Orbital d(xy)
acepta 2 electrones
El subnivel “f ” acepta 14 electrones, se subdivide en 7 orbitales y se representa
como a continuación se indica:
Subnivel “f”
acepta 14 electrones
De lo anterior se concluye que para un nivel n = 4, se tiene un orbital “s”, 3
orbitales “p”, 5 orbitales “d” y 7 orbitales “f ”, que sumados dan 16 orbitales, es
decir n2 = 16.
El número cuántico por orientación o magnético “m” surge como una
necesidad para explicar el por qué los átomos colocados en un campo
magnético se excitan y se observan algunas líneas espectrales; estas líneas
demuestran que los orbitales de un mismo subnivel energético tienen diferente
orientación espacial, por lo que el tercer número cuántico “m” indica la
orientación de un orbital en el espacio.
Cada valor de “l ” da (2 l + 1) valores de “m” y estos últimos pueden ir desde - l
a + l pasando por cero, por lo tanto tenemos que:
111

23. Si l = 0,1, … (n –1) y n = 1, entonces l = 1 – 1 = 0
El valor de m es: m = 2(l) + 1 m = 2(0) +1 = 1
Dado que m toma valores desde – l hasta + l, entonces habrá un solo valor de
“m” que será m = 0 que corresponde al orbital “s” con dos electrones.
Si n= 2
l = 0, 1 ya que l varía desde cero hasta (n – 1), cuando = 0,
m = 0 que corresponde al orbital “s” con dos electrones; cuando l = 1, m
= 2() +1 = 2(1) +1 = 3
Dado que m toma valores desde – l hasta + l, entonces habrá tres valores para
“m”, los cuales m = 1, m = 0 y m = +1, que corresponden a los orbitales px, py y
pz, cada uno son dos electrones. Al sumarse estos últimos, con los dos del
orbital “s”, se obtiene un total de 8 electrones en el segundo nivel. En resumen
tenemos:
n = 2:
l = 0; m = 0 s =2e
l = 1; m = -1, m = 0, m = +1 p =6e
Total = 8 e
Si n = 3
l = 0,1, 2, ya que varía desde (n - 1)
cuando l = 2, m = 2(2) +1 = 5
Dado que m toma valores desde – l hasta + l, entonces m tendrá cinco valores
que son m = -2, m = -1, m = 0, m = +1 y m = +2, que corresponden a los 5
orbitales cada uno con dos electrones. Al sumarse con los que se encuentran en
l = 0 y l = 1, se obtiene un total de18 electrones en el tercer nivel. En resumen
tenemos:
n = 3:
l = 0; m = 0 s =2e
l = 1; m = -1, m = 0, m = +1 p =6e
l = 2; m = -2, m = -1, m = 0, m = +1, m = +2 d = 10 e
Total = 18 e
Si n = 4
l = 0,1, 2 y 3, ya que varía desde cero hasta (n –1)
cuando l = 3, m = 2(3) +1 = 7
112

24. Dado que m toma valores desde - l hasta + l, entonces m tendrá valores que
son –3, -2, -1, 0, +1, +2 y +3, que corresponden a los 7 orbitales “f” cada uno
con dos electrones. Al sumarse con los que encuentran en l = 0, l = 1 y l = 2, se
obtiene un total de 32 electrones para el cuarto nivel.
En resumen tenemos:
n = 4:
l = 0; m=0 s=2e
l = 1; m = -1, m = 0, m = +1 p=6e
l = 2; m = -2, m = -1, m = 0, m = +1, m = +2 d = 10 e
l = 3; m = -3, m = -2, m = -1, m = 0,
m = +1, m = +2, m = + 3 f = 14 e
Total = 32 e
Lo anterior descrito se puede resumir en la siguiente tabla:
Nivel de energía 1 2 3 4
n
Número de
subniveles 1 2 3 4
l=n
Número de 1 4 9 16
orbitales n2
Tipo y número de s s p s p d s p d f
orbitales 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7
Número máximo
de electrones por 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14
subnivel
Número máximo
de electrones por 2 8 18 32
nivel 2n2
Número cuántico spin o de giro “s”. Este número cuántico “s” expresa el
campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje. El giro del
electrón se llama spin y solo puede tener dos direcciones, una en el sentido del
giro de las manecillas del reloj (+1/2) y la otra en sentido contrario (-1/2).
113

25. El cuarto número cuántico “s” indica la diferencia en spin o giro para los dos
electrones que ocupan un mismo orbital.
Al combinar todos los valores posibles de los cuatro números cuánticos se
obtiene la siguiente tabla cuántica de valores.
Tabla cuántica de valores
n l m s subnivel e-
1 0 0 1s 2
2 0 0 2s
1 -1 0 +1 2p 8
3 0 0 3s
1 -1 0 +1 3p 18
2 -2 -1 0 +1 +2 3d
4 0 0 4s
1 -1 0 +1 4p
2 -2 -1 0 +1 +2 4d 32
3 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 4f
114

26. En equipos de 4 personas lean los temas "Configuración electrónica, la huella
digital de los elementos", "Principio de Edificación Progresiva o Regla de Aufbau,
Principio de Exclusividad de Pauli y Principio de Máxima Multiplicidad o Regla
Hund" y contesten las siguientes preguntas:
1. ¿En qué consiste el Principio de Edificación Progresiva o Regla de Aufbau?
2. ¿Qué indica el Principio de Exclusividad de Pauli?
3. ¿Qué indica la Regla de Hund?
Configuración electrónica, la huella digital de los elementos.
A partir de los estudios de los espectros atómicos, los físicos han llegado a la
conclusión de que los electrones en los átomos (no excitados) se encuentran
distribuidos entre 1 ó 7 niveles de energía, según sea la complejidad del átomo.
Como ya se mencionó, el primer nivel energético solo puede contener dos
electrones, se supone que es el nivel que se encuentra más cerca del núcleo y
estos electrones son atraídos con mayor fuerza por el mismo.
El descubrimiento de los diversos grupos de líneas del espectro
correspondientes a los subniveles no sucedió repentinamente, sino que fue el
resultado de una serie de hallazgos obtenidos a lo largo de los primeros años del
siglo XX.
Los subniveles fueron recibiendo nombres de acuerdo al orden en que se iban
descubriendo y así sharp, principal, diffuse y fundamental corresponde a los
subniveles "s", "p", "d" y "f" respectivamente.
115

27. En equipos de 4 integrantes realicen las siguientes actividades:
1. Fotocopia la mano derecha extendida de al menos tres compañeros de tu
grupo, compara la forma, trayectoria y distribución de las líneas y huellas de
cada uno con las tuyas, y obtén una conclusión. Tus compañeros deberán
ser del mismo sexo y edad.
2. Consigue una tabla de clasificación cuántica de los elementos, revísala y
analízala en equipos.
3. Relaciona la clasificación cuántica de los elementos con las huellas de la
mano, y escribe tus conclusiones.
2.3.1 Principio de Edificación Progresiva de Aufbau,
Principio de Exclusión de Pauli y Principio de Máxima
Multiplicidad de Hund.
La distribución de los electrones se hace siguiendo el Principio de Edificación
Progresiva, el cual señala que “cada nuevo electrón que se añade a un
átomo, entrará en el orbital disponible inmediato de menor energía”, este
arreglo de orden de energía está dado por el orden de construcción de Aufbau,
debido a que al aumentar el número atómico, varían ligeramente las energías
relativas de los niveles como se observa en la siguiente gráfica:
7p
6d
5f 7s
E 6p
n 5d
e 4f 6s
5p
R 4d
g 5s
4p
Í
3d
a 4s
3p
3s
2p
2s
1s
Los subniveles pueden agruparse según el orden de energías crecientes, y a las
gráficas de construcción progresiva se obtiene el orden en que se acomodan los
electrones:
116

28. 1s2,
2s2, 2p6,
3s2, 3p6,
4s2, 3d10, 4p6,
5s2, 4d10, 5p6,
6s2, 4f14, 5d10, 6p6,
7s2, 5f14, 6d10, 7p6
“Principio de Exclusión de Pauli”
El Principio de Exclusión de Pauli restringe la cantidad de electrones dentro
de un subnivel. Este principio dice: “Dos electrones de un átomo dado no
pueden tener los mismos cuatro números cuánticos iguales (n, l, m y s)”.
Es decir, en un orbital en donde exista la desigualdad de los cuatro números, no
puede haber dos electrones con el mismo spin sino dos electrones con spin
opuesto, es decir:
Orbita "s" Esto no es posible que ocurra.
Orbital "s" Es la forma correcta de aparear los electrones
“Principio de máxima multiplicidad” o “Regla de Hund”
El Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund establece que: "Los
electrones de un mismo subnivel tienden a ocupar orbitales vacíos, antes
de aparearse con otro electrón". Esto quiere decir que cuando los electrones
están en un subnivel, la situación de energía más baja será el estado en el que
los electrones no comparten el mismo orbital, por ejemplo:
Orbitales "p" Estado de energía más alto.
Orbitales "p" Estado de menor energía.
Donde cada cuadro representa un orbital y cada flecha un electrón, en el primer
caso los electrones están en el mismo orbital y en el segundo caso los
electrones están en dos orbitales.
En la siguiente tabla se pueden observar ejemplos de aplicación de la regla de
Hund.
117

29. Diagrama de orbitales
1s 2s 2px 2py 2pz
1H 1s1
2He 1s2
3Li 1s2 2s1
4Be 1s2 2s2
5B 1s2 2s2 2p1
6C 1s2 2s2 2p2
7N 1s2 2s2 2p3
8O 1s2 2s2 2p4
9F 1s2 2s2 2p5
10Ne 1s2 2s2 2p6
Configuración electrónica de los primeros 10 elementos
2.3.2 Configuración electrónica.
En equipos de 4 integrantes lean el tema "Configuración electrónica con la
Regla de las Diagonales; configuraciones electrónicas de los elementos
que no cumplen la Regla de las Diagonales; Configuración Electrónica
Abreviada" y realicen las siguientes actividades.
1. Desarrollar la configuración electrónica, en forma común y después en forma
abreviada de los siguientes elementos químicos: Po, W, Mn, Ag, Ba, Br, C,
Cu, P, Sr, Zn, Pb, I, Au.
R:
118

30. La configuración electrónica es la distribución de los electrones de un
elemento en los distintos niveles de energía, subniveles y orbitales
atómicos o capas que lo forman. La cual viene dada por el orden de energías
crecientes de los subniveles. Dicho de otra manera existe solo y solo una
configuración electrónica para cada átomo de un elemento, así como una sola
huella digital para cada hombre sobre la Tierra.
La configuración electrónica utiliza para su elaboración, lo siguiente:
a) Símbolo químico de los elementos. Ejemplos: Au, Pt, Fe, He, Tb, etc.
b) Un subíndice, el cual nos indica el número atómico del elemento. 79Au,
78Pt, 26Fe, 2He, 65Tb.
c) Recordar la cantidad de electrones por nivel y subnivel (ver tabla cuántica de
valores), en donde el nivel uno acepta como máximo dos electrones
provenientes del subnivel “s”, es decir, 1s.
El nivel dos acepta como máximo ocho electrones, provenientes de los
subniveles “s” y “p” es decir, 2s, 2p.
El nivel tres acepta como máximo 18 electrones, provenientes de los
subniveles “s”, “p”, y “d” es decir, 3s, 3p, 3d.
El nivel cuatro acepta como máximo 32 electrones, provenientes de los
subniveles “s”, “p”, “d” y “f”, es decir, 4s, 4p, 4d y 4f.
El nivel cinco acepta como máximo 32 electrones, provenientes de los
subniveles “s”, “p”, “d” y “f”, es decir, 5s, 5p, 5d y 5f.
El nivel seis acepta como máximo 18 electrones, provenientes de los
subniveles “s”, “p” y “d”, es decir, 6s, 6p y 6s.
El nivel siete acepta como máximo 8 electrones, provenientes de los
subniveles “s” y “p”, es decir, 7s y 7p.
d) Por último aplicar el orden de llenado de acuerdo a las reglas antes
mencionadas.
Cantidad de electrones
2
Por ejemplo: Nivel 1s Subnivel
119

31. REGLA DE LAS DIAGONALES
Niveles Subniveles No. de
electrones
s2 p6 d 10 f 14 por nivel
1 2 (He)
2
1-2 1
2 10 (Ne)
8
3-4 2 5-10 3
3 18 (Ar)
18
11-12 4 13-18 5 21-30 7
4 36 (Kr)
32
19-20 6 31-36 8 39-48 10 57-71 13
5 54 (Xe)
32
37-38 9 49-54 11 72-80 14 89-102 17
6 86 (Rn)
18
55-56 12 81-86 15 103-112 18
7
8
87-88 16 113-118 19
Ejemplos:
a) 5B
1º. Se escribe la secuencia 1s, 2s, 2p,... siguiendo las flechas de la Regla de las
Diagonales. Para el boro sería:
1s, 2s, 2p
2º. Se llenan los subniveles con la cantidad de electrones que acepta cada
orbital, hasta completar el total de electrones del número atómico del
elemento.
120

32. 1s2, 2s2, 2p1
1s 2s 2px 2py 2pz
b) 13 Al
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1
_ __ __
1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz
c) 20 Ca
1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6, 4s2
1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s
Al aplicar la regla anterior a los elementos químicos cuyos números atómicos
son: 24, 29, 41, 42, 44, 45, 46, 47, 57, 58, 64, 78, 79, 89, 90, 91, 92, 93 y 96 no
cumplen con la regla, debido a que presentan situaciones en que algunos
subniveles están medios llenos y otros medios vacíos y no existen reglas
sencillas para predecir dichas anormalidades; por lo que se enlistan las
configuraciones electrónicas correspondientes, mismas que se han obtenido por
espectroscopía atómica.
Configuración electrónica de los elementos que no cumplen la Regla de las
Diagonales (Aufbau).
Se señala con negritas los subíndices donde los electrones no se acomodan con
forme a las diagonales.
Por ejemplo:
24Cr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5
29Cu 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10
41Nb 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d4
42Mo 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d5
121

33. 44Ru 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d7
45Rh 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d8
46Pd 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d9
47Ag 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d10
57La 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 5d1
58Ce 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f1, 5d1
64Gd 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f7, 5d1
78Pt 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1, 4f14, 5d9
79Au 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1, 4f14, 5d10
89Ac 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10,
6p6, 7s2, 6d1
90Th 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10 5p6, 6s2, 4f14, 5d10,
6p6, 7s2, 6d2
91Pa 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10,
6p6, 7s2, 5f2, 6d1
92U 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10,
6p6, 7s2, 5f3, 6d1
93Np 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10,
6p6, 7s2, 5f4, 6d1
96Cm 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10,
6p6, 7s2, 5f7, 6d1
Al estar desarrollando configuraciones electrónicas y diagramas energéticos,
observamos una repetitividad laboriosa y a veces, casi siempre tediosa; en esos
casos es posible utilizar el “kernel”, que resulta ser una abreviatura de las
configuraciones electrónicas.
Configuración electrónica abreviada.
El kernel es la configuración electrónica abreviada de cualquier elemento,
partiendo del gas noble cuyo símbolo está cerrado en corchetes (que en la tabla
122

34. de la regla de las diagonales ya aparecen en los cuadros: 1, 3, 5, 8, 11 y 15) y
enseguida los subniveles que completan la configuración electrónica del
elemento en cuestión.
Gas noble [He] [Ne] [Ar] [Kr] [Xe] [Rn]
Número atómico 2 10 18 36 54 86
Secuencia de los subniveles 2s 3s 4s 5s 6s 7s
que se irán llenando después 2p 3p 3d 4d 4f 5f
del gas noble 4p 5p 5d 6d
6p 7p
Para simplificar una configuración electrónica o un diagrama energético, se debe
partir del gas noble cuyo número de electrones o número atómico sea
inmediato inferior al átomo que se desea representar y completar el llenado
de los subniveles con los electrones faltantes, por ejemplo:
Para hacer la configuración electrónica del sodio 11Na, se parte del neón ya que
es el inmediato inferior al 11 y después se escriben los subniveles faltantes que
completarán la configuración, es decir:
11Na = [Ne] 3s1
Para la configuración electrónica del boro 35Br, se busca el gas noble menor de
35 y de la tabla anterior se observa que el kriptón tiene 36 electrones y el argón
tiene 18, por lo que se toma éste último como kernel y se completa la
configuración, quedando de la siguiente manera:
35Br = [Ar] 4s2, 3d10, 4p5
Y al ordenarla por niveles se obtiene la configuración correspondiente:
35Br = [Ar] 4s2, 4p5, 3d10
Nota: Debes tener cuidado al hacer la configuración electrónica de los elementos
cuyos números atómicos son: 24, 29, 41, 42, 44, 45, 46, 47, 57, 58, 64, 78, 79,
89, 90, 91, 92, 93 y 96.
Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos químicos
utilizando la regla del kernel.
1) 27Co 2) 6C 3) 38Sr
123

35. 4) 15P 5) 47Ag 6) 8O
R. 1.
2.
3.
4.
5.
6.
Configuración electrónica de los elementos químicos en base a la Regla de
las Diagonales o Regla de Aufbau.
Elemento 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
1 H 1
2 He 2
3 Li 2 1
4 Be 2 2
5 B 2 2 1
6 C 2 2 2
7 N 2 2 3
8 O 2 2 4
9 F 2 2 5
10 Ne 2 2 6
11 Na 2 2 6 1
12 Mg 2 2 6 2
13 Al 2 2 6 2 1
14 Si 2 2 6 2 2
15 P 2 2 6 2 3
16 S 2 2 6 2 4
17 Cl 2 2 6 2 5
18 Ar 2 2 6 2 6
19 K 2 2 6 2 6 1
20 Ca 2 2 6 2 6 2
21 Sc 2 2 6 2 6 2 1
22 Ti 2 2 6 2 6 2 2
23 V 2 2 6 2 6 2 3
24 Cr 2 2 6 2 6 1 5
25 Mn 2 2 6 2 6 2 5
26 Fe 2 2 6 2 6 2 6
27 Co* 2 2 6 2 6 2 7
28 Ni 2 2 6 2 6 2 8
29 Cu* 2 2 6 2 6 1 10
30 Zn 2 2 6 2 6 2 10
31 Ga 2 2 6 2 6 2 10 1
32 Ge 2 2 6 2 6 2 10 2
33 As 2 2 6 2 6 2 10 3
34 Se 2 2 6 2 6 2 10 4
35 Br 2 2 6 2 6 2 10 5
36 Kr 2 2 6 2 6 2 10 6
124

36. Elemento 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
37 Rb 2 2 6 2 6 2 10 6 1
38 Sr 2 2 6 2 6 2 10 6 2
39 Y 2 2 6 2 6 2 10 6 2 1
40 Zr 2 2 6 2 6 2 10 6 2 2
41 Nb* 2 2 6 2 6 2 10 6 1 4
42 Mo* 2 2 6 2 6 2 10 6 1 5
43 Tc 2 2 6 2 6 2 10 6 2 5
44 Ru* 2 2 6 2 6 2 10 6 1 7
45 Rh* 2 2 6 2 6 2 10 6 1 8
46 Pd* 2 2 6 2 6 2 10 6 1 9
47 Ag* 2 2 6 2 6 2 10 6 1 10
48 Cd 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10
49 In 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 1
50 Sn 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 2
51 Sb 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 3
52 Te 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 4
53 I 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 5
54 Xe 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6
55 Cs 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 1
56 Ba 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2
57 La* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 1
58 Ce 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 2
59 Pr 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 3
60 Nd 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 4
61 Pm 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 5
62 Sm 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 6
63 Eu 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 7
64 Gd* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 7 1
65 Tb 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 9
66 Dy 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 10
67 Ho 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 11
68 Er 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 12
69 Tm 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 13
70 Yb 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14
71 Lu 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 1
72 Hf 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 2
73 Ta 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 3
74 W 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 4
75 Re 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 5
76 Os 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 6
77 Ir 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 7
78 Pt* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 1 14 9
79 Au* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 1 14 10
80 Hg 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10
81 Tl 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 1
82 Pb 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 2
83 Bi 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 3
84 Po 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 4
85 At 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 5
86 Rn 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6
125

37. Elemento 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
87 Fr 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 1
88 Ra 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2
89 Ac* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 1 1
90 Th* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 2
91 Pa* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 2 1
92 U* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 3 1
93 Np* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 4 1
94 Pu 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 6
95 Am 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 7
96 Cm* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 7 1
97 Bk 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 9
98 Cf 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 10
99 Es 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 12
100 Fm 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 13
101 Md 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 14
102 No 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 14 1
103 Lr 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 14 2
* Recuerda: La configuración electrónica de estos elementos no cumplen con la Regla de las
Diagonales.
2.3.3 Electrón diferencial
En equipo de cuatro personas, lean el tema "Electrón diferencial" y deduce los
cuatro números cuánticos para cada electrón diferencial de los siguientes
elementos consecutivos: a) B - C, b) Mg – Al y c) Cu - Zn.
R:
Electrón diferencial.
El electrón que se añade al ir de un elemento de menor a mayor número
atómico; en el procedimiento de Aufbau se llama electrón diferencial y es el
que hace que el comportamiento de un átomo sea diferente al del átomo que se
le antecede y precede.
126

38. El electrón diferencial se agrega en cada paso al orbital de más baja energía
disponible, además de que podemos encontrar sus cuatro números cuánticos
para observar con mayor claridad esa diferencia. Así, por ejemplo, para el hierro
26Fe:
Para el subnivel "p", primero se colocan los electrones (representados por una
flecha), apuntados hacia arriba.
Orbitales "p"
Luego, cuando se hallan llenado parcialmente se continúa llenando flechas hacia
abajo hasta completar el total de electrones.
Orbitales "p"
Para encontrar los cuatro números cuánticos del electrón diferencial del hierro,
se hace lo siguiente:
a) Se escribe la configuración electrónica del elemento:
26 Fe: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6
b) Se obtiene el valor de n que está representado por el coeficiente del subnivel
donde se encuentran los últimos electrones, en este caso n = 3.
c) Se determinan los valores de l, recordando que l varía desde 0 hasta n - 1,
por lo tanto será: l = 0, 1 y 2.
d) Se determina el valor de m, para ello se escribe el diagrama energético del
subnivel "d" como sigue (parte final de la configuración electrónica).
Su diagrama energético es:
1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s 3d 3d 3d 3d 3d
Después con la ayuda de la tabla cuántica se localiza la posición del subnivel 3d
correspondiente y enseguida la posición del sexto electrón, recordando que la
distribución se hace según la energía más baja (primero las flechas hacia arriba
y luego hacia abajo).
n l m S subniveles Número de
electrónes
3 2 -2, -1, 0, +1, +2 3d 18
Orden de distribución de 1 6 2 7 3 8 4 9 5 10
los electrones
127

39. Y al comparar la posición del electrón diferencial con los valores de m se obtiene
el valor que es m = -2.
e) Se observa finalmente si la flecha del electrón diferencial apunta
hacia arriba o hacia abajo considerando el criterio de que si es hacia arriba
es positivo y hacia abajo es negativo. En este caso, s = -1/2 porque es el
sexto electrón del subnivel d apunta hacia abajo.
Si comparamos los cuatro números cuánticos del hierro con los del cobalto 27 Co
que es el elemento que le sigue tendremos:
a) Se escribe la configuración electrónica del elemento:
27 Co: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7
b) Se obtiene el valor de n que está representado por el coeficiente del subnivel
donde se encuentran los últimos electrones, en este caso n = 3.
c) Se determinan los valores de l, recordando que l varía desde 0 hasta n - 1,
por lo tanto será: l = 0, 1 y 2.
d) Se determina el valor de m, para ello se escribe el diagrama energético del
subnivel "d" como sigue (parte final de la configuración electrónica).
Su diagrama energético es:
1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s 3d 3d 3d 3d 3d
Después con la ayuda de la tabla cuántica se localiza la posición del subnivel 3d
correspondiente y enseguida la posición del séptimo electrón, recordando que la
distribución se hace según la energía más baja (primero las flechas hacia arriba
y luego hacia abajo).
n m S subniveles Número de
l
electrones
3 2 -2, -1, 0, +1, +2 3d 18
Orden de distribución de 1 6 2 7 3 8 4 9 5 10
los electrones
Y al comparar la posición del electrón diferencial con los valores de m se obtiene
el valor que es m = -1.
128

40. e) Se observa finalmente si la flecha del electrón diferencial apunta
hacia arriba o hacia abajo considerando el criterio de que si es hacia arriba
es positivo y hacia abajo es negativo. En este caso, s = -1/2 porque es el
sexto electrón del subnivel d apunta hacia abajo.
En conclusión, ningún electrón diferencial tendrá sus cuatro números cuánticos
iguales y en consecuencia al ir agregando un electrón nuevo se generan átomos
con diferentes características.
2.4.1 Símbolos de los elementos químicos.
En equipos de 4 personas lean el tema “Símbolos de los elementos que forman
a los recursos naturales” y después escriban los nombres y símbolos de los
elementos químicos que se encuentren en la naturaleza.
Lectura No. 28: “Elementos que forman los recursos naturales”.
El sistema solar, formado por Sol, los planetas y sus satélites, los asteroides, los
cometas y los meteoritos son parte de una galaxia constituida por más de 100,
000 millones de estrellas.
De acuerdo con una hipótesis, toda la materia del universo estaba en un espacio
pequeño a una gran presión y elevada temperatura, en estas condiciones, los
elementos no existían, posiblemente toda la materia estaba formada por
neutrones y posteriormente una expansión violenta de esta materia,
acompañada de un enfriamiento originaron la formación de elementos, a partir
de neutrones y la aglomeración de materia originó las estrellas, planetas, etc.
La composición química del universo se obtiene por análisis espectroscópico de
la luz de las estrellas y por análisis de meteoritos y sustancias terrestres.
129

41. La Tierra no es una muestra representativa de materia porque está constituida
fundamentalmente de elementos pesados, en tanto que en el universo
predomina el hidrógeno y el helio.
El Sol está constituido por ¾ partes de hidrógeno y ¼ parte de helio con trazas
de otros elementos.
A la Tierra llegan alrededor 1,000 toneladas de polvo cósmico y meteoritos que
arden en la estratósfera o más arriba, los meteoritos que caen en la corteza
terrestre tienen distinta composición y pueden clasificarse en metálicos, hierro
pétreo y rocoso.
La composición media del tipo metálico de muchos meteoritos recogidos en la
Tierra tienen 90.8% de hierro (Fe), 8.6% de níquel (Ni) y 0.60% de cobalto (Co).
Los meteoritos del tipo de hierro pétreo y rocoso están formados de 12 a 50% de
aleación hierro-níquel y el resto de silicatos metálicos de hierro, níquel, aluminio
(Al), sodio (Na), magnesio (Mg), cromo (Cr), manganeso (Mn) y también puede
haber óxidos y sulfuros.
La composición de las principales zonas de la Tierra es:
Atmósfera Nitrógeno (N2), oxígeno (O2), dióxido de carbono
(CO2), gases nobles (helio, neón, argón, kriptón,
xenón y radón) y otros.
Hidrosfera Sales y agua.
Biosfera Materia viva y materiales orgánicos.
Litosfera (corteza) Rocas ígneas, pizarra y caliza.
Manto Silicatos metálicos de magnesio y de hierro,
sulfuros metálicos, óxidos, etc.
Núcleo Hierro y níquel.
La masa fundida de la Tierra en sus comienzos era bastante homogénea y los
elementos que abundaban era el hierro (Fe), magnesio (Mg), silicio (Si) y
oxígeno (O2) con pequeñas cantidades de calcio (Ca), níquel (Ni), sodio (Na) y
azufre (S); al irse enfriando se formaron compuestos estables pero no había
suficiente oxígeno y azufre para convertir los elementos existentes en óxidos y
sulfuros, el exceso de hierro y níquel se fueron asentando en el centro de la
Tierra formando el núcleo. El manto formado por magnesio y silicato de hierro
constituía una capa líquida alrededor del núcleo líquido.
Otras hipótesis sostienen que los primeros sólidos eran los óxidos y sulfuros,
compuestos cristalinos que se habían formado en la parte más baja del manto
constituyendo así una corteza sólida alrededor del núcleo que reducía en gran
parte en el enfriamiento posterior.
130

42. Al continuar la cristalización en el manto el líquido que quedaba todavía se
enriqueció en compuestos de Al, Ca, O, K, Na y en menor grado otros
compuestos, posteriormente estas sustancias formaron minerales como el
feldespato y el cuarzo, que acumularon en la parte superior del líquido, formando
finalmente una corteza sobre el manto.
La atmósfera primitiva se componía en su mayor parte, probablemente de
dióxido de carbono y agua. Mientras que la temperatura permaneció alta solo
había vapor de agua, pero cuando ésta disminuyó se condensaron grandes
cantidades de dicho vapor y la corteza sufrió una erosión química y física
considerable. Los procesos de formación de los continentes fueron durante un
largo período de tiempo, después de que solidificara totalmente la corteza, de tal
manera que después de esto, los terremotos, plegamientos y otros tipos de
movimientos han continuado durante los períodos geológicos, la Tierra, que
estuvo sumergida, puede estar ahora a miles de metros sobre el nivel del mar,
como es evidencia por la presencia de fósiles y otros materiales sedimentarios, o
bien la Tierra que estuvo sobre el nivel del mar está ahora bajo el mar.
En equipos de 4 personas lean y discutan la lectura “Recursos y desechos” y
después será expuesto ante el grupo por un integrante.
Lectura No. 29: “Recursos y desechos”.
Los recursos son las plantas, los animales, minerales, rocas o gases que se
extraen del entorno natural para satisfacer las necesidades humanas.
La Tierra es, en muchos aspectos, como una nave espacial; los recursos que se
hallan “a bordo” son los únicos con que podemos contar para el “viaje” que nos
llevará toda la vida, algunos recursos, como el agua dulce, el aire, el suelo fértil,
las plantas y animales, pueden reponerse con el tiempo a través de procesos
131

43. naturales. A estos recursos se les llama recursos renovables y si tenemos
cuidado, la naturaleza nos ayudará a mantener el suministro de estos materiales,
lo que significa no usarlos en forma indiscriminada, ni provocar daños en el
entorno empleado descuidadamente estos recursos.
Otros materiales, por ejemplo los metales, el gas natural, el carbón y el petróleo,
se consideran recursos no renovables, porque no pueden reponerse.
Los recursos naturales pueden “agotarse” o quedar tan dispersos que es
virtualmente imposible reunirlos de nuevo.
Conforme aumenta la población humana y se incrementa el desarrollo científico
y tecnológico, nuestra sociedad hace uso de recursos a una velocidad cada vez
mayor.
El empleo o la obtención de un recurso genera la producción de materiales
indeseables, por ejemplo la combustión del carbón genera gases corrosivos que
pasan a la atmósfera, La extracción de un metal de una mina deja residuos
sólidos que hay que eliminarlos.
También producimos desechos cuando hacemos uso de muchos productos de
consumo ordinario, por ejemplo, las envolturas de papel metálico se convierten
en desechos cuando consumimos goma de mascar, del diario del día anterior,
pasa a ser basura luego de cumplir con su propósito inicial, las cafeteras
eléctricas se vuelven desechos cuando descubrimos que es más económico
comprar una nueva que reparar la antigua.
Cuando desechamos estos materiales en realidad no nos deshacemos de ellos,
en el mundo de los átomos esto no es posible, puede ser que los elementos
químicos encontrados en la basura no nos resulten útiles en esa forma. Pero
siguen ahí y debe hacerse algo con ellos.
Nuestra sociedad enfrenta crecientes problemas con los desechos, es decir, con
las cosas que ya no queremos ni necesitamos.
Los desechos reciben diversos nombres, por ejemplo los materiales que
reunimos y arrojamos en botes o recipientes se llaman “basura” o
“desperdicios”; la “contaminación” se origina de materiales indeseables y en
ocasiones son dañinos cuando se desechan de manera descuidada.
Muchos desechos potenciales son en "realidad” rescursos que están mal
ubicados; por ejemplo, las botellas de vidrio usadas pueden reutilizarse haciendo
una esterilización y limpieza de ellas, los botes de lata pueden reciclarse para
venderse a un costo menor para nuevos materiales. “Reciclar” significa
reprocesar los materiales manufacturados para hacer nuevos objetos, por
ejemplo hacer botellas con vidrio reciclado.
132

44. ¿Qué hacen con los desechos que generan tus actividades diarias?; es muy
probable que arrojes muchos de ellos en papeles y botes de basura, pero de ahí
¿a dónde van?
La siguiente tabla indica la manera de separar los desperdicios para reciclaje.
DESPERDICIO PROCEDIMIENTO
Plástico (enjuagarlos cuando estén sucios): El plástico se obtiene del petróleo y las
- Bolsas reservas de éste no duran más de 50
- Botes años. Cuando el plástico se tira a la
- Tapas basura, contamina durante muchos años
- Plástico “Ega-pack” aunque sea biodegradable. El 95% de
- Discos los plásticos es reciclable.
- Objetos de acrílico
- Hule espuma
- Botones
- Medias de nylon
- Cepillos de dientes
- Cepillos para cabello
- Unisel
- Plumas y plumones
- Juguetes de plástico
Papel y cartón:
- Desperdicios de papel Las cajas de cartón se despegan y se
- Hojas y cuadernos guardan planas para que ocupen menos
- Periódicos espacio, las hojas se arrugan y se ponen
- Revistas extendidas.
- Tarjetas de invitaciones
- Cajas de cartón Para cada tonelada de cartón y papel
- Papel encerado que se recicla se dejan de cortar 17
- Envolturas de papel árboles, al reciclar el papel se ahorra
- Etiquetas de papel y cartón 60% de agua, 60% de energía y 50% de
- Papel celofán contaminación.
- Fotografías
- Cartones de huevo
- Envases “tetrapack”
Metales: (enjuagarlos cuando están sucios) Las latas se pueden abrir de un solo lado
Latas y guardarse una dentro de la otra, o abrir
Tapones de metal de los dos lados para aplanarlas (así
Corcholatas ocupará menos espacio). El aluminio se
Botones de metal hace principalmente con bauxita; para
Papel aluminio obtener una tonelada de aluminio se
Bolsa interior de leche en polvo utilizan 3,981 kg de bauxita, que se
Pasadores para el cabello encuentra en los tres primeros metros del
subsuelo de la selva, de manera que
Alfileres
para extraerla se tiene que talar miles de
Grapas
árboles
Ganchos de ropa
Alambres
Cacerolas de aluminio y acero
inoxidable.
133

45. DESPERDICIO PROCEDIMIENTO
Vidrio: (entero o roto se enjuaga cuando El vidrio se puede reciclar, lo que ahorra
esté sucio) muchos recursos naturales. Una
- Frascos tonelada de vidrio reutilizado varias
- Vasos veces (como los frascos) ahorra el gasto
- Vidrio de ventana de 117 barriles de petróleo.
- Espejos
- Floreros
Otros materiales: Dentro de esta clasificación entran todos
- Pilas los objetos fabricados con diferentes
- Cerámicas materiales y que no se pueden separar
- Hule fácilmente
- Telas, hilos y estambres
- Aerosoles
- Zapatos
- Delcron
- Broches y pinceles
- Lápices labiales
- Fibras para lavar trastes
- Aparatos eléctricos inservibles
- Cueros
- Juguetes fabricados con varios
materiales.
Control sanitario: La producción de basura que requiere
- Pañales desechables control sanitario en una casa es muy
- Toallas sanitarias poca. Es solo del 2% al 5% en
- Algodones y gasas usadas comparación de los desperdicios antes
- Pañuelos desechables mencionados.
- Jeringas
- Envases de productos tóxicos,
infecciosos o venenosos
- Colillas de cigarrillos
Materia orgánica: La materia orgánica abarca todos los
- Desperdicios de cocina productos de origen animal y vegetal, no
- Desperdicios de frutas y verduras se reciclan, pero se puede hacer
- Desperdicios de carnes, pollo y pescado composta de los. La composta es el
- Huesos mejor abono que se le puede poner a las
- Cascarones de huevo plantas y jardines, ya que los abonos
- Mimbre, paja y ratán artificiales a veces contienen productos
- Pedazos de madera químicos contaminantes.
- Lápices
- cenizas
134

46. En equipos de 4 personas lean el tema “Los símbolos de los elementos
químicos” y después redacten un resumen y preséntelo ante el grupo por un
representante.
Los símbolos de los elementos químicos.
En la actualidad se conocen alrededor de 116 elementos químicos, muchos de
ellos forman parte del universo, hasta las más lejanas estrellas y nebulosas. Los
elementos químicos, forman las sustancias cuyas transformaciones y
composiciones son estudiadas por la química, pero ¿qué es un elemento
químico?
Existen dos formas de definir el concepto de elemento químico, una definición
antigua puede ser:
Un elemento químico es una sustancia pura formada por moléculas (porción
pequeña que conserva las propiedades de las sustancias) o átomos iguales
(partículas que no se pueden dividir ni por métodos químicos).
En tanto que una definición actual será:
Un elemento químico es una sustancia tal que todos sus átomos poseen el
mismo número atómico.
Desde la antigüedad, los alquimistas empleaban símbolos para representar los
elementos químicos, por ejemplo, una luna creciente para representar a la plata,
por el color plateado de la luna, un círculo para el oro, símbolo del Sol dorado y
de perfección.
En 1806, John Dalton empleó una circunferencia con un punto en el centro para
representar al hidrógeno , un círculo para el carbono  y una circunferencia sin
llenar para representar al oxígeno ; y así, para 20 elementos más.
Actualmente todos los elementos químicos se representan por símbolos, que
son abreviaturas correspondientes al nombre del elemento y esto se debe al
químico sueco Jöns Jakob Berzelius (1799-1848) quien tubo la idea de
representar los diversos elementos de manera abreviada con la letra mayúscula
inicial del nombre. Por ejemplo: Hidrógeno (H), Carbono (C) y Oxígeno (O)
Para los elementos, cuyos nombres comienzan con la misma letra, se usa la
letra inicial en mayúscula seguida de una minúscula. Por ejemplo: Magnesio
(Mg), Manganeso (Mn), Calcio (Ca) y Cesio (Cs).
135

47. En algunos casos el nombre no coincide con el nombre en español, debido a
que el nombre del elemento se deriva del latín, griego o alemán o de otros
idiomas, por ejemplo: Antimonio (Sinabrium), Sb; Azufre (Sulphur) S; Cobre
(Cuprum) Cu; Potasio (Kalium) K. En la siguiente tabla encontrarás algunos
elementos con su nombre original y su símbolo.
NOMBRE ORIGEN DEL NOMBRE SÍMBOLO
Actino Griego: aktis, aktinos (rayo) Ac
Aluminio Latín: alumen, alumbre Al
Americio Español: Las Américas Am
Antimonio Latín: antimonium, stibium (marca) Sb
Argón Griego: argos (inactivo) Ar
Arsénico Latín: arsenicum. Griego: arsenikon As
Astatino Griego: astatós (inestable) At
Azufre Sánscrito: sulvere. Latín: sulphurium S
Bario Griego: barys (pesado) Ba
Berkelio Inglés: De Berkeley, California, U.S.A. Bk
Berilio Griego: berryllos (beril) Be
Bismuto Alemán: Weisse Masse, después wismuth y Bi
finalmente Bisemutum (masa blanca)
Boro Arabe: Buraq. Persa: Burah B
Bromo Griego: Bromos Br
Cadmio Latín: cadmia Cd
Calcio Latín: Calx (cal) Ca
Californio Inglés: De California, Estados Unidos Cf
Carbono Latín: carbón C
Cerio Tomado del Asteroides Ceres Ce
Cesio Latín: caesius Cs
Cloro Griego: chloros Cl
Cromo Griego: chroma Cr
Cobalto Alemán: kobold Co
Cobre Latín: cuprum Cu
Curio En Honor a Marie y Pierre Curie Cm
Disprosio Griego: dysprositos Dy
Einstenio En Honor a Albert Einstein Es
Erbio De la ciudad Yterby, Suecia Er
Escandio Latín: Scandia Sc
Estaño Latín: stannum Sn
Estroncio De la ciudad Strontian, Escocia Sr
Europio De Europa Eu
Fermio En Honor a Enrico Fermi Fm
Flúor Latín: fluere F
Fósforo Griego: phosphorós P
Francio De Francia Fr
Gadolinio Del mineral gadolinita Gd
Galio Latín: Gaollia (Francia) Ga
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48. NOMBRE ORIGEN DEL NOMBRE SÍMBOLO
Germanio Latín: Germania (Alemania) Ge
Hafnio De Hafnia (Copenhague) Hf
Helio Griego: Helios He
Holmio Latín: Holmia (Estocolmo) Ho
Hierro Latín: ferrum Fe
Hidrógeno Griego: Hydro H
Indio Debido al color índigo de su espectro In
Iridio Latín: iris Ir
Iterbio De la ciudad Yterby, Suecia Yb
Itrio De la ciudad Yterby, Suecia Y
Kriptón Griego: kriptós Kr
Lantano Griego: lanthanein La
Lawrencio En Honor a Ernest O. Lawrence Lr
Litio Griego: lithos Li
Lutecio De Lutetia (nombre antiguo de París) Lu
Magnesio Griego: Magnesia (Tesalia, Grecia) Mg
Manganeso Latín: magnés Mn
Mendelevio En Honor a Dimitri Mendeleiev Md
Mercurio Latín: hidragyrum. Del Planeta Mercurio Hg
Molibdeno Griego: molybdós Mo
Neodimio Griego: neos (nuevo) y didymos Nd
Neón Griego: neós (nuevo) Ne
Neptuno De planeta Neptuno Np
Níquel Alemán: nikel Ni
Niobio Griego: de la Mitología, Níobe hijo de Tántalo Nb
Nitrógeno Latín: nitrum. Griego: notrón N
Nobelio En Honor a Alfred Nobel No
Oro Latín: aurum Au
Osmio Griego: osmé Os
Oxígeno Griego: oxys O
Paladio Griego: de la Mitología, Pallas era la Diosa de la Pd
Sabiduría
Plata Latín: argentum Ag
Platino Español: platina Pt
Plomo Latín: plumbum Pb
Plutonio Del planeta Plutonio Pu
Polonio En Honor a Polonia Po
Potasio Latín: kalium K
Praseodimio Griego: prasios y didymos Pr
Prometio Griego: de la Mitología, Prometeo Pm
Protactinio Griego: protos Pa
Radio Latín: radius (radio) Ra
Radón De radio Rh
Renio Latín: Rhenus Re
Rodio Griego: rodón Rb
137

49. NOMBRE ORIGEN DEL NOMBRE SÍMBOLO
Rutenio Latín: Ruthenia Ru
Samario Del mineral Samarsquita Sm
Selenio Griego: Selene Se
Silicio Latín: silex Si
Sodio Latín: natrium Na
Tantalio Griego: de la Mitología, Tántalo Ta
Talio Griego: Thallos Tl
Telurio Latín: Tellus Te
Terbio De la ciudad Yterby, Suecia Tb
Tecnecio Griego: technetos Tc
Torio Escandinavo: de la Mitología, Dios Thor Th
Tulio Thule, nombre antiguo de Tm
Escandinavia
Titanio Latín: Titans Ti
Tungsteno Sueco: tung y sten W
Uranio Del planeta Uranio U
Vanadio Escandinavo: de la Mitología, la Diosa Vanadis V
Xenón Griego: xenon Xe
Yodo Griego: iodes I
Zinc Alemán: zink Zn
Zirconio Arabe: zargum Zr
En forma individual encuentra el nombre de los siguientes símbolos químicos en
la sopa de letras:
1) Fe 2) Na 3) Cu
4) Xe 5) Ge 6) Se
7) Pt 8) Au 9) F
10) Ca 11) H 12) O
13) Ag 14) Br 15) Bi
16) Pd 17) Ne 18) Zn
19) Cl 20) Er 21) B
22) Hf 23) S 24) Po
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50. C B H I E R R O A B O N W P
B A I T T X O I B R E B T O
S O D I O S A D C O B R E L
A O R A X E N O N M R O R O
X E O O I R O L C I C M B N
E A G N G E R M A N I O I I
N S E L E N I O C O B C O O
O X N L N N P L A T I N O B
A R O C O O L A P L A I R I
Z A U O L R A L L C A Z U S
U R A R O C T P A A P F U M
F L U O R A A U O L D L A U
R O B R E S L H A F N I O T
E R B I C A L C I O P O O O
2.4.2 Número atómico, masa atómica e isótopos.
En equipos de 4 personas lean los temas “Número atómico, masa atómica” e
“isótopos” y después redacten un resumen y preséntelo ante el grupo por un
representante.
Número atómico y masa atómica.
Se ha definido que toda la materia está constituida por cargas positivas y
negativas, la estructura atómica permitió establecer (mediante las partículas
subatómicas, protón, neutrón y electrón), estos constituyentes fundamentales,
los cuales fueron debidamente identificados por diversos científicos, Así por
ejemplo: Ernest Rutherford (1911), Henry Moseley (1912) y otros investigadores,
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