El conocimiento del átomo, como todo conocimiento científico, nace de la curiosidad del hombre por comprender lo que le rodea en su naturaleza y en su funcionamiento. Por explicarse los fenómenos naturales. Los filósofos griegos discutieron mucho sobre la naturaleza de la materia y concluyeron que el mundo debía ser más sencillo de lo que parecía.

1. 30-11-2021
MODELO ATÓMICO
EL ÁTOMO
LCecilia
UNIVERSIDAD TECNOLÓGICO DEL SURESTE DE VERACRUZ

2. UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DEL SURESTE DE
VERACRUZ
FÍSICA PARA LA INGENIERÍA
MODELO ATÓMICO “ÁTOMOS”
SARAÍ NINTAI OROZCO GRACIA
LAURA CECILIA CASTELLANOS GÓMEZ
INGENIERÍA QUÍMICA ÁREA INDUSTRIAL

3. DÉCIMO CUATRIMESTRE
ÍNDICE
 HOJA DE PRESENTACIÓN
 CONCEPTO DE ÁTOMO Y ESTRUCTURA.
 HISTORIA DEL ÁTOMO.
 MODELO DE DALTON
 EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL
DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN.
 MODELO DE THOMPSON E INCONVENIENTES.
 DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN.
 EXPERIMENTO DE RUTHERFORD.
 MODELO DE RUTHERFORD E INCONVENIENTES.
 DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN.
 PRINCIPIO DE HEINSENBERG.
 CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ESPECTROS
ATÓMICOS.
 MODELO DE BOHR, EXITOS E INCONVENIENTES.
 MODELO MECANOCUÁNTICO, ORBITALES Y NÚMEROS
CUÁNTICOS

4. Conceptodeátomoyestructura.
Átomo es la partícula más pequeña en que un elemento puede ser dividido
sin perder sus propiedades químicas.
El origen de la palabra proviene del griego, que
significa indivisible. En el momento que se
bautizaron estas partículas se creía que
efectivamente no se podían dividir, aunque hoy
en día sabemos que están formados por
partículas aún más pequeñas.
Un átomo está compuesto de dos regiones. La primera es el pequeño núcleo
atómico, que se encuentra en el centro del átomo y contiene partículas cargadas
positivamente llamadas protones, y partículas neutras, sin carga,
llamadas neutrones. La segunda, que es mucho más grande, es una "nube"
de electrones, partículas de carga negativa que orbitan alrededor del núcleo. La
atracción entre los protones de carga positiva y los electrones de carga negativa es
lo que mantiene unido al átomo. La mayoría de los átomos tienen estos tres tipos
de partículas subatómicas, protones, electrones y neutrones.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de
protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los
demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.
La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con

5. carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo.
La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de
protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número
de electrones.
Isótopos La suma del número de protones y el número de neutrones de un
átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A.
Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el
mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se
diferencian en su número másico
Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del
isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice,
respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.
Historiadelátomo
El conocimiento del átomo, como todo conocimiento científico, nace de la curiosidad
del hombre por comprender lo que le rodea en su naturaleza y en su funcionamiento.
Por explicarse los fenómenos naturales.
Los filósofos griegos discutieron mucho sobre la naturaleza de la materia y
concluyeron que el mundo debía ser más sencillo de lo que parecía.
En el siglo V a.C. Leucipo sostenía que todas las formas de materia debían estar
constituidas por un mismo tipo de elemento que adoptaba formas
diferentes. Sostenía, además, que, si dividíamos la materia en partes cada vez más
pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir
dividiendo. Un discípulo suyo, aunque hay quien piensa que podrían ser el
mismo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisibles e infinitas de materia con el
nombre de átomos, término que en griego significa “que no se puede dividir”, y que
siempre estarían en movimiento y rodeadas de vacío.
Unos años más tarde Empédocles (siglo IV a.C.)
estableció que la materia estaba formada por 4
elementos: tierra, agua, aire y fuego.
Aristóteles (siglo III a.C.) agregó el “éter” como
quintaesencia, negó la existencia de los átomos de
Demócrito y reconoció la teoría de los 4 elementos, la
cual, gracias a su prestigio y al posterior de Platón, se
mantuvo vigente en el pensamiento de la humanidad,
perdurando a través de la Edad Media y el Renacimiento. Hoy sabemos que

6. aquellos 4 elementos iniciales no forman parte de los 106 elementos químicos
actuales.
Modelode Dalton.
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas
de Leucipo y Demócrito. Según la teoría de Dalton:
1) Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas e indivisibles,
llamadas átomos, que no se alteran en los cambios químicos.
2) Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño
y en el resto de las propiedades físicas o químicas. Por el contrario, los átomos de
elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades.
3) Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes
elementos según una relación numérica sencilla y constante. Por ejemplo, el agua
está formada por 2 átomos del elemento hidrógeno y 1 átomo del elemento oxígeno.
Símbolos usados por Dalton para representar a los elementos
Hoy sabemos que ninguno de estos tres puntos es completamente cierto; sin
embargo, Dalton contribuyó enormemente a entender cómo estaba formada la
materia
Experimentosquecondujeronaldescubrimientodelelectrón.
A finales del siglo XIX, el físico J.J. Thomson comenzó a experimentar con tubos de
rayos catódicos. Los tubos de rayos catódicos son tubos de vidrio sellados en los
que se ha extraído la mayor parte del aire. Al aplicar un alto voltaje entre los
electrodos, que se encuentran uno a cada lado del tubo, un rayo de partículas fluye

7. del cátodo (el electrodo negativamente cargado) al ánodo (el electrodo
positivamente cargado). Los tubos se llaman "tubos de rayos catódicos" porque el
rayo de partículas o "rayo catódico" se origina en el cátodo. El rayo puede ser
detectado al pintar el extremo del tubo correspondiente al ánodo con un material
conocido como fósforo. Cuando el rayo catódico lo impacta, el fósforo produce una
chispa o emite luz.
Un diagrama de un tubo de rayos catódicos.
Un diagrama del tubo de rayos catódicos de J.J. Thomson. El rayo se origina en el cátodo y pasa a través de
una rendija en el ánodo. El rayo catódico se desvía de la placa cargada negativamente, hacia la placa
cargada positivamente. La cantidad por la cual un campo magnético desvía el rayo ayudó a Thomson a
determinar la razón entre la masa y carga de las partículas que lo conforman.
Para verificar las propiedades de las partículas, Thomson colocó el tubo de rayos
catódicos entre dos placas con cargas opuestas, y observó que el rayo se desviaba,
alejándose de la placa cargada negativamente y acercándose a la placa cargada
positivamente. De este hecho infirió que el rayo estaba compuesto de partículas
negativamente cargadas.
Thomson también colocó dos imanes a cada lado del tubo, y observó que el campo
magnético también desviaba el rayo catódico. Los resultados de este experimento
ayudaron a Thomson a determinar la razón masa a carga de las partículas del rayo
catódico, que lo llevó a un descubrimiento fascinante -minusla masa de cada
partícula era mucho, mucho menor que la de todo átomo conocido-. Thomson repitió

8. su experimento con electrodos hechos de diferentes metales, y encontró que las
propiedades del rayo catódico permanecían constantes, sin importar el material del
cual se originaban. De esta evidencia, Thomson concluyó lo siguiente:
 El rayo catódico está compuesto de partículas negativamente cargadas.
 Las partículas deben existir como partes del átomo, pues la masa de cada partícula
es tan solo ~
1
2000
la masa de un átomo de hidrógeno.
 Estas partículas subatómicas se encuentran dentro de los átomos de todos los
elementos.
Mientras que al principio fueron controversiales, los científicos gradualmente
aceptaron los descubrimientos de Thomson. Con el tiempo, sus partículas de rayo
catódico adquirieron un nombre más familiar: electrones. El descubrimiento de los
electrones refutó parte de la teoría atómica de Dalton, que suponía que los átomos
eran indivisibles. Para explicar la existencia de los electrones se necesitaba un
modelo atómico completamente nuevo.
Modelode ThompsonEInconvenientes.
La descripción del modelo atómico de Thomson es uno de
los muchos modelos científicos del átomo. Fue propuesto
por J.J Thomson en el año 1904 justo después del
descubrimiento de electrones. Sin embargo, en ese
momento el núcleo atómico aún no se había descubierto.
Entonces, propuso un modelo sobre la base de las
propiedades conocidas disponibles en ese momento.
 Según los postulados del modelo atómico de Thomson, un átomo se asemeja
a una esfera de carga positiva con electrones (partículas cargadas
negativamente) presentes dentro de la esfera.
 La carga positiva y negativa es igual en magnitud y, por lo tanto, un átomo
no tiene carga en su conjunto y es eléctricamente neutro.

9.  El modelo atómico de Thomson se asemeja a un pudín de ciruela esférico,
así como a una sandía. Se parece a un pudín de ciruela porque los electrones
en el modelo se ven como las frutas secas incrustadas en una esfera de
carga positiva al igual que un pudín de ciruela esférico. El modelo también
se ha comparado con una sandía porque la parte comestible roja de una
sandía se comparó con la esfera que tenía una carga positiva y las semillas
negras que llenaban la sandía se parecían a los electrones dentro de la
esfera.
Limitaciones del modelo atómico de Thomson
 El modelo atómico de Thomson no pudo explicar
cómo se mantiene la carga positiva en los
electrones dentro del átomo. Tampoco pudo
explicar la estabilidad de un átomo.
 La teoría no mencionó nada sobre el núcleo de un
átomo.
 No pudo explicar el experimento de dispersión de
Rutherford.
Descubrimientodelprotón.
Un protón es una partícula subatómica. Es decir, es una partícula que se
encuentra dentro de la estructura del átomo.
Se caracteriza por tener carga positiva y una masa casi dos mil veces más grande
que un electrón.
El término protón viene del griego protón, que significa primero. Esto es porque
durante mucho tiempo se creyó que los protones y neutrones eran partículas
indivisibles a partir de las cuales comenzaba a organizarse la materia.
Sin embargo, la evidencia ha demostrado que el protón está compuesto por
estructuras más pequeñas que son las verdaderas partículas elementales.
El químico y físico británico Ernest Rutherford (1871-1937)
descubrió el protón. Después de experimentar con gas
nitrógeno y detectar signos de lo que parecían ser núcleos
de hidrógeno, Rutherford concluyó que probablemente esos
núcleos se tratasen de partículas elementales.
Si bien esta idea fue dada por cierta durante buena parte del
siglo XX, a partir de los años setenta la evidencia científica
demostró que el protón estaba constituido por otras
partículas más pequeñas llamadas hadrones y mesones, que son, en realidad, las
verdaderas partículas elementales ya que, hasta ahora, no hay evidencia de que
puedan dividirse aún más o que contengan otras estructuras en su interior.

10. Décadas antes del hallazgo de Rutherford, el físico alemán Eugene Goldstein había
propuesto la idea de la existencia los protones. Sin embargo, sus ideas no fueron
tomadas en cuenta.
o Los protones tienen una carga positiva de 1 (1,6 x 10-19 Coulomb)
o Son partículas compuestas: los protones están formados por estructuras
más pequeñas, llamadas hadrones, que a su vez están compuestas
por quarks.
o Los protones tienen tres quarks: dos de carga positiva (quarks up) y uno
de carga negativa (quark Down).
o La vida media de un protón es de 1035 años.
o El protón tiene una antipartícula, llamada antiprotón, que se caracteriza
por tener carga negativa.
o Los protones y los neutrones se encuentran en el núcleo del átomo, por
eso también son llamados nucleones.
o La masa de un protón es 1836 veces más grande que la de un electrón.
o El protón mide 0,88 fotómetros de ancho (10 -15 metros)
o Los protones tienen una carga positiva de 1 (1,6 x 10-19 Coulomb)
o Son partículas compuestas: los protones están formados por estructuras
más pequeñas, llamadas hadrones, que a su vez están compuestas
por quarks.
o Los protones tienen tres quarks: dos de carga positiva (quarks up) y uno
de carga negativa (quark Down).
o La vida media de un protón es de 1035 años.
o El protón tiene una antipartícula, llamada antiprotón, que se caracteriza
por tener carga negativa.
o Los protones y los neutrones se encuentran en el núcleo del átomo, por
eso también son llamados nucleones.
o La masa de un protón es 1836 veces más grande que la de un electrón.
o El protón mide 0,88 fotómetros de ancho (10 -15 metros)
ExperimentodeRutherford.
El siguiente experimento revolucionario en la historia del átomo lo realizó Ernest
Rutherford, un físico neozelandés que pasó gran parte de su carrera en Inglaterra y
Canadá. En su famoso experimento de la lámina de oro, Rutherford disparó un rayo
delgado de partículas α (se pronuncia partículas alfa) a una fina lámina de oro puro.
Las partículas alfa son núcleos de
4
2
𝐻𝑒2+
y se emiten durante diversos procesos de
decaimiento radiactivo. En este caso, Rutherford colocó una muestra de radio (un
metal radiactivo) dentro de una caja de plomo con un pequeño agujero. La mayoría
de la radiación era absorbida por el plomo, pero un rayo delgado de partículas α era
capaz de escapar del agujero en la dirección de la lámina de oro. La lámina estaba

11. rodeada de una pantalla detectora que destellaba cuando una partícula α la
golpeaba.
Basado en el modelo del budín de pasas de Thomson, Rutherford predijo que la
mayoría de las partículas α atravesarían la lámina de oro sin ser perturbadas. Esto
es porque suponía que la carga positiva en el modelo del budín de pasas estaba
repartida alrededor del volumen completo del átomo. Por lo tanto, el campo eléctrico
de la "sopa" cargada positivamente sería muy débil para afectar significativamente
la trayectoria de las partículas α, que eran relativamente masivas y veloces.
Sin embargo, los resultados del experimento fueron sorprendentes. Mientras que la
mayoría de las partículas α atravesaron la lámina sin ser perturbadas, unas pocas
(alrededor de 1en 20,000 partículas α) se desviaron ¡más de 90°, en su trayectoria!
Rutherford mismo describió sus resultados con la siguiente analogía: "Fue el evento
más increíble que me ha ocurrido en la vida. Fue casi tan increíble como si
dispararas una bala de 15 pulgadas a un pañuelo de papel y esta regresara y te
golpeara".
Basado en el modelo del budín de pasas del átomo, suponía que no había nada lo suficientemente denso o duro dentro de
los átomos de oro para desviar las masivas partículasα de sus trayectorias (mira la imagen izquierda). Sin embargo, lo que
Rutherford de hecho observó no coincidía con su predicción (mira la imagen derecha) ¡Se necesitaba un nuevo modelo
atómico!

12. Modelode RutherfordeInconvenientes.
Después del modelo de Thomson que consideraba
que los electrones se encontraban en un medio de
carga positiva, dos ayudantes de Rutherford, Geiger y
Marsden, realizaron en 1909 un estudio conocido
como “el experimento de la hoja de oro”, el cual
demostró que el modelo del “pudín con pasas” de
Thomson estaba equivocado ya que mostraron que el
átomo tenía una estructura con una fuerte carga
positiva.
Este experimento, diseñado y supervisado por
Rutherford, condujo a conclusiones que terminaron en el modelo atómico de
Rutherford presentado en 1911.
1. Las partículas con carga positiva se encuentran en un volumen muy pequeño
comparado con el tamaño del átomo.
2. La mayor parte de la masa del átomo se encuentra en ese pequeño volumen central.
Rutherford no lo llamó “núcleo” en sus papales iniciales, pero lo hizo a partir de
1912.
3. Los electrones con carga eléctrica negativa, giran alrededor del núcleo.
4. Los electrones giran a altas velocidades alrededor del núcleo y en trayectorias
circulares a las que llamó órbitas.
5. Tanto los electrones cargados negativamente como el núcleo con carga positiva se
mantienen unidos por una fuerza de atracción electrostática.
Este modelo tuvo gran aceptación en la comunidad científica y vislumbró un
panorama de un átomo con varias partículas subatómicas. Científicos posteriores
pudieron determinar el número de electrones o número atómico de cada elemento.
Este modelo no pudo explicar ciertas cosas como:
No tenía una explicación de cómo se mantenían unidas un grupo de cargas positivas
en el núcleo. Según la teoría eléctrica, las cargas positivas se deberían repeler.
Sin embargo, el núcleo era la unión de varios Protones.
Otra contradicción de este modelo fue hacia las leyes fundamentales de la
electrodinámica, ya que al considerar que los electrones con carga negativa giran
alrededor del núcleo, según las leyes de Maxwell, deberían emitir radiación

13. electromagnética. Esta radiación consumiría energía que haría que los electrones
colapsaran con el núcleo. Por lo tanto, no podía explicar la estabilidad del átomo.
Descubrimientodelneutrón.
La tercera partícula fundamental es el neutrón,
descubierto en 1932 por James Chadwick (1891-
1974) al bombardear una lámina de berilio con
partículas alfa, observó la emisión por parte del
metal de una radiación de muy alta energía, similar
a los rayos gamma. Estudios posteriores
demostraron que dicha radiación estaba formada por partículas neutras (no
responden a los campos eléctricos) de masa ligeramente superior a la de los
protones.
El descubrimiento del neutrón permitió entender la razón por la que el átomo de
helio tiene una masa 4 veces superior a la del hidrógeno, conteniendo sólo dos
protones. La explicación radica en la existencia de 2 neutrones en su núcleo.
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEINSENBERG.
En mecánica cuántica el principio de indeterminación de Heisenberg o principio de
incertidumbre de Heisenberg afirma que no se puede determinar,
simultáneamente y con precisión arbitraria, ciertos pares de variables físicas,
como son, por ejemplo, la posición y el momento lineal de un objeto dado.
El principio de incertidumbre o de indeterminación de Heisenberg establece la
imposibilidad a nivel subatómico de conocer a un mismo tiempo la posición y el
momento o cantidad de movimiento (la velocidad) de una partícula.
Este principio proviene del hecho de que Heisenberg observó que si queremos
localizar en el espacio un electrón es necesario hacer rebotar fotones en él. Sin
embargo, esto produce una alteración en su momento, de manera que lo que hace
que podamos localizar el electrón dificulta la observación precisa del momento
lineal de éste.
Establece que ΔpΔx ≥ h donde Δp es la incertidumbre en conocer el momento de
la partícula (momento igual a masa por velocidad), Δx es la incertidumbre en
conocer la posición de la partícula y h es la constante de Planck (h=6.63×10⁻³⁴Js).
Característicasgeneralesdelosespectrosatómicos.

14. Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque
solamente en algunas frecuencias que son características propias de cada uno de
los diferentes elementos químicos.
Si, mediante suministro de energía calorífica, se estimula un determinado elemento
en su fase gaseosa, sus átomos emiten radiación en ciertas frecuencias del visible,
que constituyen su espectro de emisión.
Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiaciónelectromagnética,
absorbe en ciertas frecuencias del visible, precisamente las mismas en las que
emite cuando se estimula mediante calor. Este será su espectro de absorción.
Se cumple, así, la llamada Ley de Kirchoff, que nos indica que todo elemento
absorbe radiación en las mismas longitudes de onda en las que la emite. Los
espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el negativo uno del otro.
Puesto que el espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico de
cada elemento, sirve para identificar cada uno de los elementos de la tabla
periódica, por simple visualización y análisis de la posición de las líneas de
absorción o emisión en su espectro.
Estas características se manifiestan ya se trate de un elemento puro o bien
combinado con otros elementos, por lo que se obtiene un procedimiento bastante
fiable de identificación.
Podemos, en definitiva, identificar la existencia de determinados elementos
químicos en la composición de sistemas inaccesibles, como pueden ser objetos
astronómicos, planetas, estrellas o sistemas estelares lejanos, aparte de que,
también, y debido al Efecto Doppler-Fizeau, podemos establecer una componente
de velocidad de acercamiento o alejamiento de nosotros.
Modelode Bohr,Éxitose inconvenientes.
Estableció una clara ruptura entre el mundo de lo macroscópico y el mundo atómico.
En este último los fenómenos son discontinuos, están cuantizados y las leyes que

15. los expliquen deberán tener en cuenta esta característica. Entre sus grandes
aciertos cabe citar:
o Permite deducir valores para los radios de las órbitas y para sus energías.
o Posibilita la deducción teórica de la fórmula de Rydberg y una concordancia
con la realidad hasta ahora desconocida.
o Entre sus limitaciones tenemos:
o Aún no se desliga de la física clásica ya que se basa en parte en sus
principios.
o Las órbitas de los electrones deberían ser elípticas en lugar de circulares
como en los sistemas planetarios.
o Sólo es aplicable al hidrógeno o hidrogenoides (átomos con un sólo electrón
He+ o Li2+).
o Los avances en espectroscopia mostraron nuevas rayas en los espectros
que el modelo de Bohr no conseguía explicar.
EXITOS
o Justifica la estabilidad del átomo (orbitas estacionaria)
o Introduce el concepto de niveles de energía, lo que
permite explicar el espectro atómico del hidrogeno
mediante la hipótesis de los saltos electrónicos.
o Relaciona las propiedades químicas de los elementos
con su estructura electrónica (sistema periódico).
INCONVENIENTE
o Los resultados para los átomos poli electrónicos eran
defectuosos
o Falta de coherencia: mezcla de ideas clásicas con ideas
cuánticas
Modelomecanocuántico.Orbitalesynúmeroscuánticos.
Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecánico cuántico fueron tres
científicos:
a) En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento
dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta
velocidad, también se comporta como onda.
b) En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud
la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de
incertidumbre"

16. c) En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser
resuelta permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta
describe probabilísticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta
función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un
electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo
y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger queda
establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el
modelo de Bohr, sino en volúmenes alrededor del núcleo.
Números Cuánticos
La distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece a una serie de reglas
que se traducen en un modelo matemático que reconoce 4 números cuánticos:
1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energía. Estos
niveles aumentan de tamaño a medida que nos alejamos del núcleo. Posee
valores n=1, 2, 3, 4, 5, 6, ...
2. Número cuántico secundario (l): representa
la existencia de subniveles de energía dentro de
cada nivel. Se calculan considerando l = 0, 1, 2, 3,
4
Así, para n=1...l =0 ( "s" )
para n=2 .........l = 0, 1 ( "s", "p" )
para n=3 .........l = 0, 1, 2 ( "s", "p", "d" )
para n=4 .........l = 0, 1, 2, 3, 4 ("s", "p", "d", "f" )
3. Número magnético (m): representa la
orientación de los orbitales y se calcula m=+/- l
si l = 0, m=0 es decir 1 solo tipo de orbital s
si l = 1, m =-1, 0, +1 es decir 3 tipos de suborbitales p (px, Py y pz)
si l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2 es decir 5 tipos de suborbitales d (du, dv, dx, dy, dz)
si l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 es decir 7 tipos de suborbitales f (fs., ft, fu, fv,
fx, fy y fz)
4. Número de spin (s): indica la cantidad de electrones
presentes en un orbital y el tipo de giro de los electrones,
habiendo dos tipos +1/2 y -1/2. En cada tipo de suborbital
cabe máximo 2 electrones y estos deben tener spines o
giros opuestos.
Configuración electrónica
Una configuración electrónica es la forma de llenado de
los orbitales y suborbitales para completar un átomo.
La configuración electrónica se logra en base a ciertas

17. reglas llamadas "Principio de Aufbau" o "Principio de Construcción".
a) Principio de Mínima energía: "Los electrones se ubican primero en los orbitales
de más baja energía (más cerca del núcleo) y los de mayor energía se ocupan
cuando los primeros están ocupados"
b) Principio de exclusión de Pauli: "Los orbitales son ocupados por dos
electrones como máximo, siempre que presenten espines distintos".
c) Principio de Máxima multiplicidad de Hund: "En orbitales de la misma
energía los electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con el mismo spin.
Cuando se alcanza el semilleno, recién se produce el apareamiento con los
espines opuestos".
Estructuraelectrónicade los elementos químico
H (1) = 1s1
He (2) = 1s2
Li (3) = 1s2 2s1
Be (4) = 1s2 2s2
B (5) = 1s2 2s2 2px1
C (6) = 1s2 2s2 2px1 2py1
N (7) = 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
O (8) = 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1
F (9) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1
Ne (10) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2
Na (11) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s1
Mg (12) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2
Al(13) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1
Si (14) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1
P (15) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1 3pz1
S (16) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py1 3pz1
Cl (17) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz1
Ar (18) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2
K (19) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s1
Ca (20) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2
Sc (21) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2 3dv1
Formas de escribirla configuración electrónica.
Hay 4 métodos:
1. Global: en ella se disponen los electrones según la capacidad de nivel y
subniveles.
Ejemplo: 1s2 2s2 2p6 3s1
2. Global externa: se indica en un
corchete el gas noble anterior al elemento
configurado y, posteriormente, los niveles
y subniveles que no están incluidos en ese
gas noble y pertenecen al elemento
configurado.
Ejemplo: [Ne] 3s1
3. Detallada: se indica la ubicación de los electrones por cada orbital.
Ejemplo: 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s1

18. 4. Diagrama de orbitales: Cada orbital se simboliza por un casillero, utilizando
flecha hacia arriba o flecha hacia abajo para representar la disposicióndel espín
de cada electrón. Ejemplo:
Tabla periódica: grupos y periodos
En el siglo XIX se conocían no más de 60
elementos y era necesaria una clasificación.
Experimentalmente se observaban algunas
semejanzas, por ejemplo, el Cu, Au y Ag podían
juntarse en un mismo grupo, mientras que Na,
Li y K formaban otro grupo.
Dimitri Mendeléiev y Julius Lothar Meyer, trabajando de manera independiente
organizaron los elementos químicos de acuerdo a su masa atómica y les permitió
deducir que algunas propiedades se repetían periódicamente (Ley periódica).
Actualmente, la tabla se ordena según el número atómico (Z). "Las propiedades
periódicas de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos".
La ordenación da origen a filas horizontales (periodos), siete en total y columnas
verticales (grupos o familias), 18 en total.
Los grupos 1, 2 y 13 al 17 (antiguos A) son los elementos representativos
(configuración electrónica terminan en s o sp).
Los grupos 3 a 12 (antiguos B) son elementos de transición (configuración
electrónica con ocupación d y f).
El periodo 1 tiene 2 elementos
El periodo 2 tiene 8 elementos
El periodo 3 tiene 8 elementos
El periodo 4 tiene 18 elementos
El periodo 5 tiene 18 elementos
El periodo 6 tiene 32 elementos (lantánidos)
El periodo 7 tiene 32 elementos (actínidos)
Clasificación:
a) Metales (parte izquierda y central de la tabla): buenos conductores de calor y
electricidad; son sólidos y brillantes, son maleables (laminarse) y dúctiles (hilarse).
b) No metales (superior derecha, C, H, N, P, O, etc.): malos conductores y
excelentes aislantes térmicos; se presentan en cualquier de los estados, se
quiebran con facilidad, no son dúctiles y no tienen brillo.
c) Semimetales o metaloides (Bajo los no metales, B, Si, Ge, As, Sb,Te, Po):
poseen un comportamiento intermedio entre metales y no metales.
Propiedadesperiódicas

19. Existen una serie de propiedades que varían regularmente en la tabla periódica,
son las llamadas propiedades periódicas. Estas propiedades dependen
fundamentalmente de la configuración electrónica.
Relaciones de tamaño:
a) Volumen atómico
b) Radio atómico
c) Radio covalente
d) Radio iónico
Relaciones de energía:
a) Potenciales de ionización
b) Electronegatividad
c) Electroafinidad
d) Electro positividad
Volumen atómico: el volumen disminuye en un periodo de izquierda a derecha y
aumenta en un grupo con el incremento en el número atómico. Esto se explica
porque al aumentar el número atómico también aumenta el número de electrones.
Radio atómico: el radio es la mitad de la distancia entre un átomo y otro en
estado sólido con enlaces covalentes. Los radios iónicos se determinan en redes
cristalinas y corresponde a la distancia entre el núcleo y el electrón más lejano del
mismo, considerando que un ion tiene electrones de más o de menos. El radio
iónico disminuye a lo largo de un periodo, mientras que aumenta para iones de
igual carga a medida que se desciende en un grupo.
Potencial de ionización P.I. (energía de ionización): es la energía necesaria
para retirar el electrón débilmente retenido en un átomo gaseoso desde su estado
fundamental. Mientras menor sea el radio atómico, mayor será la atracción entre el
núcleo y los electrones, por lo tanto, mayor será la energía requerida para remover
al electrón más lejano.
Electronegatividad (E.N.): es la tendencia o capacidad de un átomo, en una
molécula, para atraer hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace
covalente.
Electroafinidad (E.A.): Es la energía relacionada con la adición de un electrón a
un átomo gaseoso para formar un ion negativo. Las E.A. son inversamente
proporcionales al tamaño del átomo.
Electro positividad: capacidad que tiene un átomo para ceder electrones. Esta
propiedad es inversamente proporcional a la E.N.
CONCLUSIÓN
El estudio del átomo, viene a representar esa parte milésima que compone los
materiales y que a su vez se encuentra constituido por partículas que definen su

20. estructura, ha llevado décadas de investigación de grandes científicos, que hasta
el día de hoy es más fácil para nosotros conocer mas sobre la materia, en la cual
está conformada y quien dio ese gran inicio fue Demócrito y le siguen Dalton,
Thompson, Rutherford, Bohr, etc. Cada uno dando nuevas teorías, nuevos
modelos que sustituía a la que en ese momento estaba presente.
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