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    • UNIDAD 22.1. Primeras aproximaciones al modelo atómico actual.El atomismo ha sido la especulación científica más atrevida y fructífera que surgió de la antiguaGrecia. Leucipo y Demócrito desarrollaron la Primera Teoría Atómica, que sugería que toda la materiaestaba formada por partículas idénticas e indivisibles, llamadas átomos.Empédocles, explicó la composición de la materia de otra forma, decía que la materia estabacompuesta de cuatro sustancias básicas o “elementos”: tierra, aire, fuego y agua; misma que fueapoyada por Aristóteles. 2.1.1. Leyes ponderales y la teoría atómica de Dalton.A finales del siglo XVIII Jhon Dalton publica su obra “Nuevo Sistema de Filosofía Química”, la basede la hipótesis expuesta está en el establecimiento de una relación de los conceptos de elementoquímico y átomo. Tomó como punto de partida los siguientes hechos y evidencias experimentales: La ley de la conservación de la masa de Lavoisier. (Ley ponderal) Ley de las proporciones constantes de Proust. (Ley ponderal) Los elementos no pueden descomponerse en otras sustancias. En la formación de un compuesto, los elementos no desaparecen, pueden volverse a recuperar por descomposición del compuesto.Para explicar estos hechos, propuso su modelo atómico mediante cuatro postulados: Toda materia está formada por átomos. Todos los átomos de cualquier elemento son iguales entre sí, pero diferentes a otros elementos. Los cambios químicos son cambios en las combinaciones de los átomos entre sí. Los átomos son como esferas de materia indivisibles.2.2. Partículas subatómicas.Las partículas fundamentales del átomo son: electrón, protón y neutrón; y sus características semuestran en la siguiente tabla: Masa Carga Nombre Símbolo (gramos) eléctrica Electrón e- 9.11 X 10-28 -1 Protón p+ 1.67 X 10-24 +1 Neutron n° 1.68 X 10-24 0 2.2.1. El protón y los rayos canales.Hasta el descubrimiento del electrón, no tenía sentido buscar una partícula subatómica positiva, perode hecho el protón podía haberse descubierto antes que el electrón, puesto que el físico alemán EugenGoldstein (1850-1931), al estudiar los rayos catódicos, observó en 1886, que empleando un tubo derayos catódicos modificado, con el cátodo perforado, pasaban unos rayos catódicos y podían serestudiados en su avance hacia una pantalla, situada detrás del cátodo, y en la cual producían unafluorescencia característica. Los denominó rayos canales.En 1895 el francés Jean Perrin (1870-1942) demostró que los rayos canales consistían en partículascargadas positivamente, pues sufrían desviaciones hacia la placa negativa de un campo eléctrico
    • externo al que podían ser sometidos. A estos rayos J. J. Thomson les dio, en 1907, el nombre de rayospositivos.Los rayos canales o positivos están constituidos por iones positivos y dependen del gas encerrado en eltubo. Si el gas es hidrógeno, la relación carga/masa es la mayor de todas las encontradas para los rayospositivos, lo cual sugirió que el ión positivo del átomo de hidrógeno era otra partícula subatómica: elprotón, denominado así por Ernest Rutherford en 1914. Por tanto: La masa del protón es 1836 veces mayor que la del electrón, siendo su carga igual perode signo contrario. 2.2.2. El electrón y el modelo atómico de Thomson.El descubrimiento del electrón ha sido un hecho relevante para la química, pues las explicacionesactuales de los fenómenos químicos se basan en la existencia de los electrones.Los pasos previos a su descubrimiento son los siguientes:Tras las experiencias de la electrólisis, y al estudiar las propiedades eléctricas de la materia, Faradayintentó producir descargas eléctricas en recipientes en los que había hecho parcialmente vacío. Notóque se producían unas tenues fluorescencias o luminiscencias, pero como el grado de vacío conseguidono era elevado, no pudo extraer más conclusiones.El alemán Heinrich Geissler (1814-1879) inventó en 1857 una bomba de vacío más eficaz y la conectóa un tuvo donde estaban situados dos electrodos metálicos. El dispositivo así formado recibe el nombrede tubo de Geissler.Al encerrar en un tubo de Geissler un gas y conectar los electrodos a un generador eléctrico no seobserva fenómeno alguno, aunque se aplique un alto voltaje, ya que los gases son aislantes casiperfectos en condiciones habituales. Pero al hacer el vacío, manteniendo un voltaje elevado, seempieza a observar un hilo luminoso de forma sinuosa que enlaza los electrodos y se acusa el paso deuna corriente eléctrica.Si el vacío se intensifica en el tubo de Geissler, el hilo luminoso desaparece y en estas circunstanciaspuede verse una fluorescencia en la pared del tubo opuesta al cátodo.Pronto comenzó una carrera para analizar la causa de esta fluorescencia. Así, se fue disminuyendo lapresión del gas encerrado en el interior del tubo, con objeto de mejorar el vacío, y se fue aumentandola diferencia de potencial entre los electrodos. De esta forma, la fluorescencia producía sensación alarranque de partículas del electrodo negativo, que se propagaban en línea recta y que, al chocar con elcristal del tubo en su parte posterior, producían la característica fluorescencia. Asimismo, también secomprobó que un imán podía desplazar la mancha fluorescente producida.El inglés William Crookes (1832-1919) mejoró el tubo de Geissler, el cual amplió al colocar un par deplacas adicionales para crear un campo eléctrico externo. Su tubo se conoce como tubo de rayoscatódicos, ya que se admitió que los fenómenos observados eran debidos a la producción de unos rayosen la descarga del cátodo (electrodo negativo), al aplicar una diferencia de potencial muy elevada entreel cátodo y el ánodo (electrodo positivo). Los rayos son desviados por la acción del campo eléctricoexterno hacia la placa positiva y, al final del trayecto, cuando chocan contra las paredes del tubo,producen una fluorescencia característica.En 1894 Joseph John Thomson (1856-1940) midió la velocidad del flujo catódico, y tres años despuésla desviación de los rayos catódicos hacia la placa positiva del campo eléctrico externo a que son
    • sometidos dentro del tubo de Crookes. Con ello calculó el cociente de la carga entre la masa (q/m) delas partículas de los rayos catódicos.Lo sorprendente de esta experiencia es que el valor obtenido de q/m es siempre el mismo,independientemente del gas existente inicialmente en el tubo. Además, es 1836 veces mayor que elvalor de q/m obtenido para el ión del átomo de hidrógeno producido en los fenómenos de electrólisis.Se admitió que el valor numérico de la carga eléctrica es igual a la carga mínima de los iones de lasexperiencias electroquímica de Faraday, por lo que la masa de las partículas de los rayos catódicos es1836 veces menor que la del ión del átomo de hidrógeno (átomo más pequeño).El irlandés George Stoney (1826-1911) sugirió en 1891 el nombre de electrón para la mínima cargaeléctrica existente en los fenómenos electroquímicos. Los experimentos de J.J. Thomson demostraronque los rayos catódicos eran corrientes de electrones, por lo que se reconoce a Thomson como eldescubridor del electrón. Thomson considero la existencia de e- en el átomo, supuso que el átomo estaba formado por e- que se mueven dentro de una esfera de electrificación.El electrón es la partícula de carga negativa que se toma como unidad de carga eléctrica.En 1906 el americano Robert Millikan (1868-1953) determinó la carga del electrón, por lo que lamasa del electrón fue hallada inmediatamente a partir del valor de q/m obtenido por J.J. Thomson. 2.2.3. El neutrón y los experimentos de Chadwik.El descubrimiento del electrón y del protón permite asignar un carácter neutro a la materia desde elpunto de vista eléctrico, si los átomos contienen igual número de protones que de electrones. Por otraparte, estas partículas tienen carga y su detección en campos eléctricos y magnéticos es sencilla. Erapor ello difícil descubrir una partícula subatómica sin carga.Posteriormente al descubrimiento del protón se realizaron diversas pruebas consistentes en someter alos átomos de distintos elementos químicos ligeros como el berilio, a bombardeos de partículas alfa.De este modo se originaba la emisión de un cierto tipo de radiación, cuya presencia se manifiesta porla expulsión de protones de sustancias como la parafina, utilizada en este tipo de experimentos porposeer un gran número de hidrógenos.En 1932 el inglés James Chadwick (1891-1974) demostró que la mejor manera de explicar los efectosproducidos es suponer que las partículas alfa provocan la expulsión de partículas neutras del núcleo delátomo de berilio y que dichas partículas neutras producen a su vez la expulsión de protones de laparafina.Dicha partícula recibió el nombre de neutrón, por carecer de carga eléctrica, siendo su masa similar ala del protón.
    • Por tanto: La masa del neutrón es 1839 veces mayor que la del electrón. 2.2.4. Número atómico, masa atómica y número de masa.El número atómico (N. A.) es igual al número de protones que contiene un átomo. En un átomo enestado basal(eléctricamente neutro) el número de protones es igual al número de electrones. N. A. = # p+ = # e-El número de masa (número másico) se refiere al número de neutrones más el número de protonesque contiene un átomo. Número de masa = # nº + # p+ El peso atómico es el peso promedio de las masas atómicas de los diferentes isótopos de los átomos del mismo elemento.Para obtener el peso atómico de un elemento, se suma el producto del número másico por el porcentajede cada isótopo y se divide entre 100. P. A. = NM% + NM% + NM% 100 2.2.5. Isótopos y sus aplicaciones.Los isótopos son átomos del mismo elemento que tienen el mismo número atómico pero diferentenúmero másico, esto es, que existen algunos átomos de un mismo elemento con diferente númeromásico.Cuando un isótopo es capaz de emitir radiaciones en forma espontánea recibe el nombre deradioisótopo. Pueden obtenerse radioisótopos artificiales al bombardear con neutrones algunoselementos químicos, con múltiples aplicaciones en la investigación científica, la medicina, laagricultura y la industria.2.3. La radiación y el Modelo de Rutherford.Rutherford nació en Brighwater, Nueva Zelanda, en 1871. Graduado en física, dedicó sus primerasinvestigaciones al electromagnetismo. Por sus resultados, obtuvo una beca que le permitió trasladarse aInglaterra a trabajar con J. J. Thomson en el Laboratorio Cavendish, al que llegó en 1895. EnCambridge, Rutherford siguió la línea de investigación local estudiando los efectos de los rayos X y delas radiaciones de Becquerel sobre la conducción eléctrica de gases enrarecidos. En 1898 demostró quelos rayos X y la radiactividad tienen efectos similares sobre los gases y encontró que hay al menos dostipos diferentes de radiactividad que él bautizó como y . Los rayos resultaban ser casi tanpenetrantes como los rayos X, en contraste con los rayos que eran detenidos con una hoja muydelgada de aluminio. Posteriormente se descubrió otro tipo de radiación, mucho más penetrante que lasanteriores, que se denominó rayos . Estos rayos, capaces de penetrar placas gruesas de metal, sonradiación electromagnética de más alta energía que los rayos X.Rutherford, quien en septiembre de 1898 había aceptado un cargo en la Universidad de McGill enMontreal, recién llegado a Canadá se dedicó a estudiar la naturaleza de los rayos a. Pronto encontróque, si bien más difíciles de deflectar, éstos también eran sensibles a los campos magnéticos yeléctricos. Suponiendo entonces que se trataba de partículas cargadas, a partir de 1903, Rutherford
    • estudió sus deflecciones para determinar la relación carga / masa de los rayos a. Finalmente, en 1906,sugirió que los rayos a no eran otra cosa que iones de helio. Esta hipótesis era apoyada por la aparenteemanación de helio en materiales radiactivos, descubierta por William Ramsay (Premio Nóbel dequímica 1904) en 1895 en el uranio y por el mismo Ramsay y Frederick Soddy (Premio Nóbel deQuímica, 1921) en sales de radio hacia 1903. En 1908 Rutherford recibió el Premio Nóbel de Químicapor este trabajo.El descubrimiento del núcleo puede considerarse como un descubrimiento indirecto del protón, puestoque este último no es más que el núcleo del átomo de hidrógeno. Sin embargo, hay una diferencia, sutilpero importante, entre el núcleo del hidrógeno y el concepto de protón como partícula elemental yconstituyente fundamental de la materia. Como veremos a continuación, no fue sino hasta 1919 que elpropio Rutherford demostró, a través de la desintegración del núcleo de nitrógeno, que éste estabaconstituido por partículas, a las que posteriormente bautizó como protones y que podían seridentificadas con los núcleos del hidrógeno.El modelo atómico Rutherford propone que los e- se encuentranen la periferia del átomo y el núcleo que es muy pequeño en elcentro.2.4. Modelo atómico actual.El modelo atómico actual fue desarrollado por el Austriaco Erwin Schrödinger, en el que describe elcomportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias.Este modelo ha soportado la prueba del tiempo y actualmente todavía proporciona los conceptosmediante los cuales los científicos explican el comportamiento de los sistemas atómicos y moleculares.Esta teoría deriva de tres conceptos fundamentales: Concepto de estados estacionarios de energía del electrón propuesto por Bohr.Los electrones se encuentran en el nivel de mínima energía (estado basal o fundamental), pero puedenabsorber energía, pasando a un nivel superior, más alejado del núcleo (estado excitado); este estado esinestable y al regresar el electrón a su nivel original emite la energía absorbida en forma de radiaciónelectromagnética (fotón). Naturaleza dual de la masa sugerida por Luis de Broglie.De Broglie concluyó que la masa, como la luz, tiene ambas características de partícula y de onda. Principio de incertidumbre de Heinsenberg.Heinsenberg presentó el principio de incertidumbre como consecuencia de la dualidad de la naturalezadel electrón, que dice así: es imposible en un momento dado establecer la posición y velocidad delelectrón en un nivel energético. 2.4.1. Los números cuánticos y los modelos de Bhor y Sommerfeld.En 1913 Niels Bohr propuso un modelo atómico cuántico, estableció que los e-, se mueven en nivelesestacionarios de energía, y sus trayectorias son circulares, semejantes a las trayectorias de los planetasdel sistema solar.
    • Mientras los e- describen una órbita, no hay emisión niabsorción de energía (estado basal), pero puedenabsorber energía, pasando a un nivel superior, másalejado del núcleo (estado excitado); este estado esinestable y al regresar el e- a su nivel original emite laenergía absorbida en forma de radiaciónelectromagnética(fotón).A pesar de los resultados sorprendentes de la teoría de Bohr, aparecieron ciertas cuestiones que lahacían incompleta. Por eso en 1916 el físico alemán Arnold Sommerfeld propuso como extensión a lateoría de Bohr, que las órbitas electrónicas podrían ser elípticas.Con un estudio más detallado de losespectros atómicos, descubrió que laslíneas de los espectros elementalesestaban formadas por otras líneas másfinas que representaban subniveles deenergía.Fue así como Schrödinger, después de sopesar las ideas de Bohr y De Broglie, y tratando de aunartodas, dedujo una ecuación matemática en la que el electrón era tratado en función de sucomportamiento ondulatorio. 2.4.2. Los orbitales atómicos.Schörindger dedujo una ecuación matemática en donde el e- es tratado en función del comportamientoondulatorio. Y de esa manera nació el concepto de orbital, que es una región en el espacio donde existela mayor probabilidad de encontrar un e- en el átomo.De acuerdo con la ecuación de onda de Schrödinger, la posición probable de un electrón estádeterminada por cuatro parámetros llamados cuánticos, los cuales tienen valores dependientes entre sí.Los números cuánticos son el resultado dela ecuación de Schrödinger, y la tabulación de ellos nosindica la zona atómica donde es más probable encontrar un electrón.Las literales que representan a los números cuánticos son: n, l, m y ms.Número cuántico principal(n). Designa el nivel energético principal en el cual se localiza un electróndado, este número también expresa la energía de los niveles dentro del átomo, puede asumir cualquiervalor entero, de 1 a infinito, aunque con 7 valores (1,2,3,4,5,6,7), es posible satisfacer a los átomosconocidos actualmente.
    • Número cuántico secundario(l). Determina la energía asociada con el movimiento del electrónalrededor del núcleo; el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza al electrón y serelaciona con la forma de la nube electrónica.Cada nivel electrónico se divide en subniveles que contienen electrones de la misma energía.Los valores de l están determinados por el valor de n; para cierto nivel, l, puede asumir cualquier valorentero desde 0 hasta n – 1. Así:Nivel principal “n” Número de Subnivel(es) “ l ” Letra que lo(s) representa(n). Valor 1 1 s 0 2 2 s, p 0, 1 3 3 s, p, d 0, 1, 2 4 4 s, p, d, f 0, 1, 2, 3 5 4 s, p, d, f 0, 1, 2, 3 6 3 s, p, d, 0, 1, 2 7 2 s, p, 0, 1De esta manera podemos decir que para l: s=0 p=1 d=2 f=3núcleosub nivel s s p s p d s p d f s p d f s p d s pnivel n = 1 2 3 4 5 6 7Número cuántico magnético (m). Representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en lossubniveles energéticos, cuando éstos están sometidos a un campo magnético. Los subnivelesenergéticos están formados por orbitales. Un orbital es la región del espacio energético donde haymayor probabilidad de encontrar un electrón.El número de e- por subnivel depende del valor de éste y está dado por la relación 2l + 1 que puede serdesde –l hasta +l, pasando por cero.En un subnivel s(l = 0), hay un solo orbital al que m da un valor de cero. s 0En un subnivel p(l = 1), hay tres orbitales, a los que m da los valores de: -1, 0, +1, respectivamente. p p p
    • -1 0 +1En un subnivel d(l = 2), hay cinco orbitales, a los que m da los valores de: -2, -1, 0, +1, +2,respectivamente. d d d d d -2 -1 0 +1 +2En un subnivel f(l = 0), hay siete orbitales, a los que m da los valores de: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3,respectivamente. f f f f f f f -3 -2 -1 0 +1 +2 +3De esta manera cada orbital, de cada uno de los subniveles, queda perfectamente bien identificado porel número cuántico magnético “m”.Número cuántico spin(ms). Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre supropio eje, que solo puede tener dos direcciones, una en dirección de las manecillas del reloj(-1/2), y laotra con sentido contrario(+1/2). En cada orbital puede haber como máximo dos electrones uno con giro positivo y el otro con giro negativo.Ahora bien, resumiendo los datos de los números cuánticos nos proporcionan, podemos decir que: Un orbital soporta como máximo dos electrones. Los orbitales que tienen la misma energía forman los subniveles atómicos. Un subnivel s, con un solo orbital, soporta como máximo 2 electrones. Un subnivel p, con tres orbitales, soporta como máximo 6 electrones. Un subnivel d, con cinco orbitales, soporta como máximo 10 electrones. Un subnivel f, con siete orbitales, soporta como máximo 14 electrones. En el primer nivel energético(n = 1) habrá máximo 2 electrones, ya que tiene solo un orbital s. En el segundo nivel energético(n = 2) puede haber hasta 8 electrones: dos del orbital s y seis de los tres orbitales p. En el tercer nivel energético(n = 3) puede haber hasta 18 electrones: dos del orbital s, seis de los tres orbitales p, y 10 de los cinco orbitales del subnivel d. En el cuarto nivel energético(n = 4) puede haber hasta 32 electrones: dos del orbital s, seis de los tres orbitales p, 10 de los cinco orbitales del subnivel d, y 14 de los siete orbitales del subnivel f. De esta misma manera es posible calcular la cantidad de electrones, en el quinto nivel energético (n = 5), hay la misma cantidad de electrones que en el cuarto nivel energético(32 e-); en el sexto nivel energético (n = 6), hay la misma cantidad que en el tercer nivel(18 e-); y en el séptimo nivel energético (n = 7), hay la misma cantidad que en el segundo subnivel energético(8 e-). 2.4.3. La configuración electrónica.Es posible expresar la configuración electrónica de un átomo en su estado de mínima energía(estadobasal), en el que se indica el número de electrones en cada orbital de cada nivel energético.
    • Para ello se seguirá un proceso imaginario de orbitales aplicando las reglas citadas a continuación: Principio de exclusión de Pauli.No es posible la existencia de dos electrones en el mismo átomo que tengan sus cuatro númeroscuánticos iguales. Principio de edificación progresiva o regla de Auf – Bau.De acuerdo con el principio de máxima sencillez, la energía de los orbitales aumenta al incrementarseel valor de n + l; cuando hay dos subniveles con el mismo valor de n + l, las energías aumentan con elvalor de “n”. Por lo tanto, la ocupación de orbitales a un mismo número cuántico principal no esprogresiva.Así, si tomamos la secuencia que obtuvimos en el número cuántico secundario y aplicamos la fórmulan + l, para cada nivel y subnivel de energía, obtenemos la siguiente secuencia: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7pLa separación de energía en los subniveles de los átomos poli electrónicos origina que se superpongano traslapen, en valor de energía, orbitales con diferentes valores de “n”. “Cada nuevo electrónañadido a un átomo entrará en el orbital de mínima energía”. Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund.Los electrones entran de uno en uno en los orbitales que contienen la misma energía, cuando estosorbitales se completan con un electrón, entonces cada uno de ellos se satura con dos electrones en elmismo orden.Para el desarrollo de la configuración electrónica de un átomo, se anota el nivel (1,2,3,4,5,6,7), el tipode subnivel (s, p, d, f) y como súper – índice el número de electrones que cada subnivel contenga.Ejemplo: Número de electrones 1H = 1s1 subnivel nivel principalUso de Kernel.Como podemos ver las configuraciones electrónicas para los átomos poli electrónicos serian muylaboriosos, en estos casos es posible utilizar el Kernel, que es una abreviación de las distribucioneselectrónicas. El Kernel es la configuración de cualquier gas noble la podemos representar: [ 2He]2s, [ 10Ne]3s, [ 18Ar]4s, [ 36Kr]5s, [ 54Xe]6s, [ 86Rn]7s
    • Para simplificar una configuración electrónica, debe de partirse del gas noble cuyo número deelectrones sea inmediato inferior al del átomo que se desea representar. Ejemplos:24Cr = [ 18Ar] 4s2, 3d495Am = [ 86Rn] 7s2, 5f 7Diagrama energético.Existe otra manera de representar la distribución electrónica de un átomo con base en los diagramasenergéticos, que son las mismas configuraciones electrónicas con algunas modificaciones.En los diagramas energéticos los electrones se representan con flechas y se anotan sobre guiones queson los orbitales correspondientes a cada subnivel, así s con 1; p con 3; d con 5 y f con 7. debajo delguión se anota el número del nivel energético y el subnivel que corresponde a cada orbital.La flecha hacia arriba representa un electrón con giro positivo y la flecha hacia abajo es un electróncon giro negativo.Para el llenado de los diagramas energéticos se aplican los mismos principios de: principio deexclusión de Pauli, regla de Auf – Bau, regla de Hund. Ejemplo:5B = _____ _____ _____ _____ _____ 1s 2s 2p 2p 2pElectrón diferencial. Se llama así al último electrón que entra en un átomo de acuerdo con las reglas de ocupación deorbitales; es decir lo que distingue a un átomo de un elemento del que lo precede en la clasificación periódica.Si se desea identificar por los valores de sus 4 números cuánticos al electrón diferencial de un átomodado deberán considerarse, el orbital donde se encuentra este. Veamos el siguiente ejemplo:6C = _____ _____ _____ _____ _____ 1s 2s 2p 2p 2p electrón diferencialDado que el ultimo electrón se encuentra en un orbital 2p, entonces n = 2; al subnivel p, l le da unvalor de 1; de los tres orbitales del subnivel p, el electrón diferencial ocupa el que “m” da el valor de 0y como la flecha se dirige hacia arriba “s” = +1/2. n=2 l=p=1 m=0 s = +1/22.5. Tabla periódica actual.La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de susmasas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dimitri I.Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fuecomprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de
    • elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo,aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio yla del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado mástarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posiciónen esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de laspredicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo dela química inorgánica.El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por partede Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia deelementos. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón,helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el matemático y físico británico JohnWilliam Strutt Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue lainterpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913)sobre la estructura electrónica del átomo. 2.5.1. Ubicación y clasificación de los elementos.La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a reformar elsistema periódico en la llamada forma larga, en la que prima su interpretación electrónica. En elsistema periódico largo, cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones. Loselementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de unperiodo largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central aumentael número de electrones de una capa subyacente. 2.5.2. Grupos y periodos, Bloques s, p, d y f.Todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma querefleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos y en 18 columnas verticales llamadas grupos.El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes,cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos.Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que hasido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente deizquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras “A” o “B”, en donde la “B” serefiere a los elementos de transición.En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por laUnión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistemaenumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica. Aunque en este cursoutilizaremos la clasificación de los grupos como “A” y “B”.Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de loselementos de los demás grupos. Por ejemplo:
    • Los elementos del grupo 1 (o IA), a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1; así igual los elementos del grupo 2 (o IIA) y su configuración electrónica termina en el orbital s. Mientras que los grupos del 13 al 18 (o IIA al VIIIA), su configuración electrónica termina en el orbital p. Los elementos de los grupos 3 al 12 (o IB al VIIIB) su configuración termina en el orbital d. Los llamados elementos de transición interna terminan su configuración electrónica en el orbital f.En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría de los casos(valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de metales altamente reactivos que formancompuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestoscon valencia -1. Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de las propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas alrededor del núcleo atómico.Según la misma teoría, los gases nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas estáncompletas; por lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmenteocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones de esas capasincompletas.Los elementos representativos son aquellos que pertenecen a los del grupo “A”, tienen orbitales “s” o“p” para su electrón diferencial o electrones de valencia.Los elementos con electrones de valencia en orbitales “d” se les llama elementos de transición ycorresponden a los elementos del grupo “B”. Dentro de estos elementos están los lantánidos yactínidos sus electrones de valencia están en orbitales “f” y se les llama de transición interna. 2.5.3. Metales, No metales y semimetales. Su utilidad e importancia en México.Se distingue dos regiones de los elementos, los metálicos a la izquierda de la tabla y cuyocomportamiento es el de perder electrones convirtiéndose en cationes.La otra región esta a la derecha y corresponde a los no metales, cuyo comportamiento es el de ganarelectrones convirtiéndose en aniones.El carácter metálico en la tabla periódica aumenta de derecha a izquierda en un periodo y de arribahacia abajo en un grupo.Así el elemento más metálico es el francio (Fr) y el elemento más no metálico es el Flúor (F).Los elementos no metales o semi metales son elementos que se encuentran en la región fronteriza entrelos metales y no metales, su comportamiento en algunos casos corresponde al de un metal además desu aspecto y en otros casos se parecen a un no metal, estos son: Al, Si, As, SB, Te, At.Aproximadamente el 10 % son no metales, el 5.5 % son gases nobles, El 79 % son metales y el restoson semi metales.Los elementos importantes por su grado de abundancia o deficiencia son:Aluminio (Al): es un metal ligero, resiste muy bien la corrosión, resiste impactos, se puede laminar ohilar, se emplea en la construcción, en la industria automotriz, en la aviación. Se le extrae de labauxita, en Veracruz hay una planta productora de lingotes de aluminio.
    • Azufre (S): es un no metal, sólido, de color amarillo, lo encontramos en yacimientos volcánicos y enaguas sulfuradas; es empleado para elaborar fertilizantes, medicamentos, insecticidas, productospetroquímicos.Cobalto (Co): Metal de color blanco, utilizado para elaborar aceros especiales, pues resiste lacorrosión, la fricción y el calor. Se emplea en herramientas, imanes y motores. Cuando esta en polvoes utilizado como pigmento azul para el vidrio, se han encontrado yacimientos de minerales oxidados ysulfurados en Sonora, Jalisco, Michoacán, entre otros.Cobre (Cu): metal de color rojo, con el aire húmedo se pone de color verde, empleado como conductorde la corriente eléctrico, también para la elaboración de monedas, y en aleaciones como el latón ybronce. Los estados productores de este metal son: Chihuahua, Sonora y Zacatecas.Hierro (Fe): metal de color gris, dúctil y maleable, se oxida la contacto con el aire húmedo. Se extraede algunos minerales como la pirita, limonita, hematita. Se emplea en la industria, el arte, en lamedicina, para fabricar acero, cemento, en las fundiciones; la sangre contiene hierro en lahemoglobina. Los estados minerales son: Jalisco, Baja California, Colima, Durango, Guerrero yMichoacán.Flúor (F): no metal, que encontramos en la fluorita, en las calizas, la fluorita se utiliza para obtener HF,en la industria química, cerámica y la potabilización del agua. Los estados con depósitos de fluoritason: San Luis Potosí, Coahuila, Durango y Chihuahua.Fósforo (P): no metal, contenido en las rocas fosfóricas o en la fosforita, se encuentran en los huesos ylos dientes. Se utiliza en la elaboración de detergentes, plásticos, cerillos, explosivos, alimentos paraganado, como fertilizante, en la industria textil, fotografía, cerámica, alimentos para ganado y aves.Los estados con yacimientos son: Zacatecas, Nuevo León, Baja California y Coahuila.Mercurio (Hg): metal líquido a temperatura ambiente, de color blanco brillante, conductor de lacorriente eléctrica y resistente a la corrosión. Se utiliza en la construcción de instrumentos depreescisión, termómetros, baterías, barómetros, amalgamas dentales, medicamentos, insecticidas. Losestados con yacimientos son: Querétaro, Zacatecas, San Luis Potosí, Durango, Guerrero.Plata (Ag): Metal de color blanco, conductor de la electricidad, del calor, maleable y dúctil, se empleaen la fabricación de vajillas y joyas, en la fotografía, aparatos eléctricos, aleaciones, soldaduras, se usaen la acuñación de monedas, los estados productores son: Guanajuato, Guerrero, San Luis Potosí eHidalgo.Plomo (Pb): metal blando, de bajo punto de fusión, poco elástico, resistente a la corrosión, se obtienede la galeana, se usa en baterías, acumuladores, pigmentos, pinturas, linotipos, soldaduras, losprincipales estados productores son: Chihuahua y Zacatecas.Oro (Au): metal de color amarillo, maleable, dúctil, brillante, de gran valor. Se utiliza de patrónmonetario internacional. Se emplea en la joyería, piezas dentales, etc. Los yacimientos en el pais sonescasos, pero lo hay en Chiapas, Guanajuato, Chihuahua, Durango, Guerrero, Hidalgo, Oaxaca,Michoacán, San Luis Potosí y Zacatecas.Uranio (U): elemento raro en la naturaleza, nunca esta en estado libre, existen aproximadamente 150minerales que lo contienen, es utilizado como combustible nuclear.