01 02 el atomo

EL ÁTOMO
INSTRUCTOR: RICARDO MARISCAL CHUSCANO

EL ÁTOMO
• INTRODUCCIÓN
En el mundo conocido todo lo que nos rodea se compone
de materia, que podemos encontrar en estado sólido,
líquido o gaseoso. La materia está presente en cualquiera
de los 93 elementos químicos que, de forma natural,
existen en la naturaleza, tanto en su forma simple como
combinados. A esta cantidad de elementos naturales hay
que agregar 15 más, algunos de ellos creados
artificialmente por el hombre en los laboratorios y otros,
aún desconocidos, que suman 118 en total.

Todos los elementos químicos se agrupan y clasifican
siguiendo un orden correspondiente a su número
atómico. Para ello se emplea una Tabla Periódica
concebida en 1869 por el químico ruso Dimitri Ivánovich
Mendeleev, cuando todavía no se habían descubierto la
mayoría de los elementos que hoy la componen. A
medida que aparecían nuevos elementos químicos, se
iban situando en las casillas vacías que este científico
había dejado reservadas para ellos en la tabla, aún sin
conocer su existencia real.

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
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• En un principio Mendeleev asignó los lugares de
acuerdo con el peso atómico de los elementos.
Posteriormente, en 1914, debido a algunas
inconsistencias que presentaba esa forma de
ordenarlos, el geólogo y físico británico Henry Gwyn
Jeffrey Moseley introdujo una ligera variación,
reorganizándolos no a partir de su peso, sino por el
número atómico que le correspondía a cada uno,
dando así origen a la Tabla del Sistema Periódico de
Elementos Químicos tal como se conoce y utiliza en
la actualidad.

En esa Tabla Periódica se encuentran agrupados
todos los elementos o sustancias químicas
conocidas hasta el momento e incluso algunas aún
desconocidas, comenzando por el hidrógeno (H),
cuyo número atómico es “1”, hasta llegar al
ununoctio (Uuo), con número atómico “118”.
A continuación se relacionan los nombres comunes
de algunos elementos o sustancias químicas y sus
correspondientes números atómicos.

Nombre común Símbolo químico Número atómico
Hidrógeno H 1
Sodio Na 11
Azufre S 16
Cloro Cl 17
Hierro Fe 26
Cobre Cu 29
Plata Ag 47
Oro Au 79

TEORÍA ATÓMICA
El físico y químico británico John Dalton propuso a principios del
siglo XIX los fundamentos de la teoría atómica, aportando las bases
para el desarrollo de la química moderna. Desde el siglo V a.c. los
filósofos griegos Leucipo de Mileto (o de Elea) y Demócrito de
Abdera, manifestaron que la materia no se podía dividir
indefinidamente como postulaba Aristóteles, sino que el límite lo
determinaban los “átomos”, que en griego significa “indivisible”.
Dalton llegó a la conclusión que existían sustancias simples
formadas por átomos simples, como el hidrógeno (H) o el oxígeno
(O) y sustancias compuestas formadas por átomos compuestos,
como la que se origina cuando esos dos elementos se unen parar
formar, por ejemplo, una molécula de agua (H2O).

Unión de dos átomo o moléculas simples de
hidrógeno (2H), más una de oxígeno (O), para
formar una molécula compuesta, como la del
agua (H2O).

La materia se compone de partículas pequeñas, definidas
e indestructibles llamadas “átomos”, que no se pueden
dividir por ningún método físico, ni químico ordinario. Los
átomos de un mismo elemento son todos idénticos y
poseen las mismas propiedades, mientras que los átomos
de elementos diferentes, son diferentes entre sí al igual
que sus propiedades.
Las moléculas se forman mediante la unión de un número
entero de átomos de un mismo elemento simple, o de la
unión de diferentes elementos simples. Las moléculas de
un elemento o sustancia simple se forman con átomos
idénticos del mismo elemento.

Cuando un solo átomo constituye la molécula de un
elemento o sustancia simple, dicha molécula constituye,
a su vez, el átomo de ese propio elemento.
Las moléculas de las sustancias compuestas están
formadas, al menos, por átomos de dos elementos
simples diferentes. La cantidad de átomos de los
elementos que componen la molécula de una sustancia
compuesta será la misma para el resto de las moléculas
de la misma sustancia.
La materia ni se crea ni se destruye, sino que se
trasforma (Ley de la conservación de la materia)

EL ÁTOMO
Un átomo está formado por un núcleo central y una corteza
compuesta por órbitas. El núcleo de cada elemento
químico contiene una determinada cantidad fija de
partículas denominadas “protones”, con carga eléctrica
positiva, e igual cantidad de otras partículas denominadas
“neutrones”, con carga eléctrica neutra.
La suma total de protones presentes en el núcleo
representa el número atómico que le corresponde a cada
átomo en particular, lo que le confiere, a su vez,
propiedades físicas y químicas diferentes al resto de los
otros elementos contenidos en la Tabla Periódica.

Cada sustancia química o elemento, además del
número atómico propio que lo identifica y
caracteriza, posee también peso atómico y un
nombre común. Es decir, cualquier átomo de un
elemento que contenga, por ejemplo, un solo protón
en su núcleo, será identificado siempre como un
átomo de hidrógeno (H); si contiene 8 protones el
elemento será oxígeno (O), mientras que si contiene
29 protones el elemento será identificado como cobre
(Cu).

Átomo de hidrógeno (H).
Contiene un solo protón
en el. núcleo central.
Por tanto, su. número
atómico. es "1".
Átomo de cobre (Cu).
Contiene 29 protones en
el núcleo central, por lo
que su. número atómico
es "29".

El motivo por el cual Moseley reorganizó el lugar que
ocupan los elementos en la Tabla Periódica por su número
atómico y no por su peso atómico como había propuesto en
un principio Mendeleev, se debe a que algunos elementos,
como el hidrógeno, se pueden encontrar con diferentes
pesos atómicos, en lo que se denomina "isótopos" de un
elemento. Esa variación en el peso se debe a que los
átomos de los isótopos poseen mayor cantidad de
neutrones en su núcleo que los que contiene el elemento
que les da origen. En el caso del hidrógeno, por ejemplo,
cuando posee 1 neutrón de más en su núcleo se denomina
"deuterio" y cuando posee 2 pasa a llamarse "tritio". Por
tanto, el deuterio y el tritio son isótopos del hidrógeno.

El átomo posee también una corteza o nube de partículas
girando constantemente alrededor de su núcleo central
denominadas “electrones”, que tiene carga eléctrica
negativa (–). En el átomo la nube de electrones se
encuentra distribuida en una o varias capas u órbitas
cuyo número varía de acuerdo con la cantidad total de
electrones que correspondan a un átomo en específico.
Un átomo se considera normal, es decir, en estado
eléctricamente neutro, cuando su núcleo contiene la
misma cantidad de protones (con signo negativo), que de
electrones (con signo positivo) girando a su alrededor en
sus correspondientes órbitas.

En líneas generales, existe cierta similitud entre la
estructura de un átomo y el sistema solar. En el sistema
solar, el Sol sería el núcleo del átomo, mientras que los
planetas que giran a su alrededor, en sus respectivas
órbitas, serían los electrones.
Representación gráfica
de nuestro sistema solar,
donde se pueden
apreciar los planetas
girando alrededor del Sol.

En un átomo cada una de sus órbitas posee un
nivel diferente de energía. La última órbita, es decir,
la más externa, es la que mayo energía posee y
también la más propensa a ganar o ceder
electrones por encontrarse más alejada del núcleo
y, por tanto, de su influencia de atracción. Con las
órbitas más cercanas al núcleo sucede lo contrario,
pues la fuerza de atracción que ejerce el núcleo
sobre los electrones que giran más cercanos a éste,
impide que la puedan abandonar con facilidad.

Datos de interés acerca del átomo:
Diámetro de un átomo: 10–8 cm
Diámetro de un electrón: 10–13 cm
Peso de la masa del electrón: 9,1 x 10–28 g
Peso de la masa del protón: 1 673 x 10–23 g
Peso de la masa del neutrón: 1 673 x 10–23 g
Carga eléctrica del electrón: – 1 602 x 10–10
Coulomb
Carga eléctrica del protón: + 1 602 x 10–10
Coulomb

MOLÉCULAS E IONES
• Moléculas simples
Un átomo simple de un mismo elemento constituye, a
su vez, una molécula simple del propio elemento. El
oxígeno (O), hidrógeno (H), cloro (Cl), sodio (Na), cobre
(Cu), hierro (Fe), plata (Ag) y el oro (Au), por ejemplo,
son átomos de elementos simples y constituyen, al
mismo tiempo, moléculas de cada uno de esos mismos
elementos.

Átomo de cloro (Cl), cuyo número atómico es 17, de acuerdo con la
suma total de electrones que posee en sus tres órbitas (2+8+7 = 17) y
átomo de sodio (Na), de número atómico 11, de acuerdo también. con la
suma de la cantidad de electrones que posee (2+8+1 = 11). Como se
puede apreciar, el cloro posee 7 electrones en su última órbita, por lo
cual es más propenso a captar el electrón que le falta para completar
ocho, mientras que el sodio, al tener sólo 1 electrón, es más propenso
a cederlo.

• Iones positivos y negativos
Normalmente un átomo mantiene carga eléctrica
neutra mientras no se altere el balance existente entre
la cantidad de electrones con carga negativa girando
en su última órbita y la cantidad de protones con carga
positiva contenidas en el núcleo. Sin embargo, ese
balance se puede alterar si excitamos el átomo
mediante la aplicación de calor, luz, corriente eléctrica
o por medio de una reacción química. Con alguno de
esos métodos un átomo puede ganar o ceder uno o
varios electrones en su última órbita y convertirse en
un ión del propio elemento químico.

Cuando el átomo cede o pierde electrones, se convierte en un ión
positivo o “catión” del elemento de que se trate, debido a que en
esa situación la carga eléctrica positiva de los protones del
núcleo supera a la negativa de los electrones que quedan girando
en sus respectivas órbitas.
En el caso contrario, cuando el átomo gana algún electrón en la
última órbita, se convierte en un ión negativo o “anión”, pues en
ese caso la carga eléctrica negativa (–) de los de electrones
superará a la carga positiva de los protones contenidos en el
núcleo.
Tanto los iones positivos como los negativos, son los
responsables de que los átomos manifiesten fenómenos físicos y
reacciones químicas.

Un átomo de cloro cuando se enlaza con otro de sodio gana un electrón
en su última órbita, completando ocho electrones. Así se convierte en un
ión negativo o anión cloro (Cl –), pues la suma total de electrones con
carga negativa supera a la de protones con carga positiva contenidos en
su núcleo. El átomo de sodio, por su parte, al cederle al cloro en ese
enlace el único electrón que posee en su última órbita, se convierte en un
ión positivo o catión sodio (Na +), pues en este caso la carga positiva de
los protones contenidos en el núcleo supera a la suma total de los
electrones que han quedado girando en el resto de sus órbitas.

• Moléculas compuestas
Cuando el ión de un elemento simple se combina con uno o más
iones de otros elementos simples diferentes, se obtiene una
sustancia compuesta. Si combinamos un átomo de oxígeno (O) con
dos de hidrógeno (H) (tanto uno como el otro en estado natural son
gases), obtendremos un elemento compuesto, con características
diferentes, en este caso “agua” (H2O); es decir, combinando dos
gases se ha obtenido un líquido.
Por otra parte, si combinamos una molécula de Cloro (Cl) con una de
sodio (Na), obtendremos una molécula de “cloruro de sodio” (Cl Na),
compuesto comúnmente conocido como “sal común”, con
características completamente diferentes a los dos elementos simples
que le dieron origen.
Cl– + Na+ = Cl Na

Se pueden combinar también más de dos moléculas o
átomos diferentes para obtener compuestos químicos más
complejos. Por ejemplo, si combinamos dos moléculas de
hidrógeno (H2), una de azufre (S), más cuatro de oxígeno
(O4), obtenemos H2SO4 o lo que es lo mismo, “ácido
sulfúrico”, compuesto químico altamente corrosivo y muy
utilizado en las baterías de los vehículos automotores.
Molécula de
Cloruro de Sodio
o sal común.

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
De acuerdo con la Tabla del Sistema Periódico los
elementos químicos se clasifican de la siguiente
forma según sus propiedades físicas:
• Gases nobles
• Metales
• No metales
• Metaloides

• Gases nobles.
Son elementos químicos inertes, es decir, no reaccionan
frente a otros elementos, pues en su última órbita
contienen el máximo de electrones posibles para ese
nivel de energía (ocho en total). El argón (Ar), por
ejemplo, es un gas noble ampliamente utilizado en el
interior de las lámparas incandescentes y fluorescentes.
El neón es también otro gas noble o inerte, muy
utilizado en textos y ornamentos lumínicos de anuncios
y vallas publicitarias.

• Metales.
Son elementos químicos que contienen entre uno y tres
electrones en la última órbita, que pueden ceder con
facilidad, lo que los convierte en conductores del calor y la
electricidad. Los metales, son maleables y dúctiles, con un
brillo característico, cuya mayor o menor intensidad depende
del movimiento de los electrones que componen sus
moléculas. El oro y la plata, por ejemplo, poseen mucho brillo
y debido a sus características físicas constituyen magníficos
conductores de la electricidad, aunque por su alto precio en
el mercado se prefiere emplear, como sustitutos, el cobre y el
aluminio, metales más baratos e igualmente buenos
conductores.

• No metales.
Poseen, generalmente, entre cinco y siete electrones
en su última órbita. Debido a esa propiedad, en lugar
de ceder electrones su tendencia es ganarlos para
poder completar ocho en su última órbita. Los no
metales son malos conductores del calor y la
electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni
dúctiles y, en estado sólido, son frágiles.

• Metaloides.
Son elementos que poseen cuatro electrones en su última
órbita, por lo que poseen propiedades intermedias entre los
metales y los no metales. Esos elementos conducen la
electricidad solamente en un sentido, no permitiendo
hacerlo en sentido contrario como ocurre en los metales.
El silicio (Si), por ejemplo, es un metaloide ampliamente
utilizado en la fabricación de elementos semiconductores
para la industria electrónica, como microprocesadores,
diodos rectificadores, transistores, circuitos integrados,
etc. Un 75% de los elementos químicos existentes en la
naturaleza son metales y el resto no metales y metaloides.

• ENLACES QUÍMICOS ENTRE ÁTOMOS
Los enlaces químicos entre los átomos de los
elementos se efectúan en estrecha relación con la
cantidad de electrones que posean en la última órbita.
Esa cantidad de electrones determina el número de
valencia o de oxidación con la que los átomos
realizan los enlaces químicos.

• Banda de valencia
Se denomina banda de valencia al último nivel de energía u
órbita más alejada del núcleo del átomo, donde se efectúan
las combinaciones químicas. La banda de valencia permite
que los electrones que giran en la última órbita puedan
pasar de un átomo a otro, en dependencia de su "número
de valencia" o "número de oxidación", que puede ser
positivo (+), o negativo (–), de acuerdo con las propiedades
específicas de cada elemento en cuestión. Así, según sea la
electronegatividad o tendencia que tenga el átomo de una
molécula para atraer electrones de acuerdo con su número
atómico o valencia, se forman iones positivos o negativos.

En la siguiente tabla se presentan algunos elementos
químicos con su respectivo número atómico, número o
números de oxidación o valencias y la cantidad de
electrones que poseen en cada nivel de energía. Como se
podrá apreciar el Neón (Ne) no posee número de valencia
por ser éste un gas noble o inerte. Todos los gases de ese
tipo contienen el máximo de electrones posibles en el
último nivel de energía, o sea, ocho, por lo cual ninguno
de ellos reaccionan químicamente con otros elementos.
Además del Neón, entre los gases inertes se encuentran
también el helio (He), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y
el radón (Rn).

Elemento Símbolo
químico
Número
atómico
Número de
oxidación o
valencia
Cantidad de
electrones por
nivel de energía
Hidrógeno H 1 +1, -1 1
Oxígeno O 8 -2 2 – 6
Neón Ne 10 No tiene 2 – 8
Sodio Na 11 +1 2 – 8 – 1
Silicio Si 14 -4, +2, +4 2 – 8 – 4
Cloro Cl 17 -1, +1, +3, +5,+7 2 – 8 – 7
Hierro Fe 26 +2, +3 2 – 8 – 14 – 2
Cobre Cu 29 +1, +2 2 – 8 – 18 – 1
Plata Ag 47 +1 2– 8 –18 –18 –1
Oro Au 79 +1, +3 2 – 8 – 18 – 32
– 18 – 1

Diferentes tipos de enlaces
Los diferentes tipos de enlaces químicos que
ocurren entre átomos de elementos simples son los
siguientes:
• Enlace iónico o electro Valente
• Enlace covalente
• Enlace metálico

• Enlace iónico o electrovalente.
Debido a la fuerza de atracción que se ejerce entre los
iones con cargas de signo contrario (positivas y
negativas), se originan enlaces iónicos o electrovalentes,
que dan lugar a la creación de moléculas de elementos
químicos compuestos. Por ejemplo, las cargas de un ión
cloro negativo (Cl–) o anión y la de un ión sodio positivo
(Na+) o catión, se atraen mutuamente para dar lugar a la
formación de una molécula de cloruro de sodio, más
conocida como sal común (NaCl).

Enlace electrovalente o iónico entre. un ión
cloro (Cl -) y un ión sodio. (Na +)

Enlace covalente.
Ocurre cuando dos átomos comparten sus
electrones como, por ejemplo, cuando se unen dos
moléculas de hidrógeno (H + H = H2) u otros
elementos similares, como el nitrógeno (N2),
oxígeno (O2), cloro (Cl2), etc.

Enlace covalente entre dos átomos de
hidrógeno (H2)

• Enlace metálico.
Se efectúa cuando los electrones que se
encuentran girando en la última órbita de los
átomos de un metal se mueven por una
estructura molecular, manteniéndola unida como
ocurre, por ejemplo, con el cobre: Cu

BANDA DE CONDUCCIÓN Y CONDUCTIVIDAD
• Banda de conducción
Se denomina “banda de conducción” al nivel de energía
donde la atracción del núcleo del átomo sobre los
electrones es más débil. Ese nivel corresponde a la última
órbita del átomo, la que puede compartir así sus electrones
entre el resto de los átomos de un cuerpo, permitiendo que
se desplacen por el mismo en forma de nube electrónica.
Cuando un átomo es excitado empleando corriente
eléctrica, luz, calor, etc., alguno de sus electrones pueden
absorber energía, saltar a la banda de conducción y
desplazarse de una molécula a otra dentro de un cuerpo.

Cada átomo posee un número determinado de
electrones girando a su alrededor en diferentes
órbitas formando una nube electrónica; sin embargo
es sólo la última órbita la que determina el número
de valencia o propiedades de conducción que posee
cada elemento químico. En cualquier átomo esa
última órbita admite solamente un máximo de ocho
electrones para completar su estructura atómica y la
tendencia de todos es llegar a completarla.

Un átomo con siete electrones en su última órbita
(valencia -1, por ejemplo) tiende a atraer el electrón
que le falta captándolo de otro átomo que posea uno
sólo en su última órbita (valencia +1, por ejemplo). A
su vez el átomo que posee entre uno y tres electrones
en la última órbita tiende a cederlos a otros átomos
que lo requieran para que pueda completar los ocho.
Ese mecanismo denominado "regla del octeto" da
lugar a la creación de diferentes combinaciones
químicas, a la conducción del calor y a la conducción
de la corriente eléctrica, de acuerdo con la forma en
que sean excitados los átomos.

Conductividad
Es la propiedad de los átomos de los metales que permite
a los electrones que giran en su última órbita o banda de
conducción desplazarse por su estructura molecular
conduciendo calor o electricidad.
De acuerdo con la mayor o menor conductividad que tenga
un cuerpo, se clasifican en tres grupos:
• Conductores
• Aislantes o dieléctricos
• Semiconductores

• Conductores.
Todos los metales conducen, en mayor o menor
medida, la electricidad y el calor, pues sus átomos
tienden a ceder con facilidad los electrones que giran
en su última órbita. El oro (Au), la plata (Ag), el cobre
(Cu), el aluminio (Al), el estaño (Sn) y el platino (Pt) son
buenos conductores, mientras que el hierro (Fe) y el
plomo (Pb), por ejemplo, lo son en menor medida.

• Aislantes o dieléctricos.
Son materiales en los que los electrones que giran en
la última órbita de sus moléculas se encuentran
fuertemente atraídos por el núcleo. Eso impide que se
puedan desplazar libremente a través de la estructura
molecular a la que pertenecen, por lo cual no conducen
ni calor, ni electricidad. Entre los buenos materiales
aislantes se encuentran la mica, el teflón, la porcelana,
los plásticos, etc. El aire se considera también un buen
aislante del calor y la electricidad.

• Semiconductores.
Como su nombre indica, estos materiales no son
exactamente buenos conductores de la electricidad,
pero cuando se les excita sus electrones pueden pasar a
la banda de conducción y facilitar el flujo electrónico,
aunque siempre en un solo sentido. De ahí su nombre
de "semiconductores".
Los elementos o materiales semiconductores más
empleados por la industria para fabricar dispositivos
electrónicos como diodos, transistores, circuitos
integrados y microprocesadores se encuentran el silicio
(Si), el germanio (Ge) y el arseniuro de galio (GaAs).

REGLA DEL OCTETO
Para que un átomo sea estable debe tener todos sus
orbitales llenos (cada orbital con dos electrones, uno
de spin +1/2 y otro de spin -1/2) Por ejemplo, el oxígeno,
que tiene configuración electrónica 1s², 2s², 2p4, debe
llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con la cual los
niveles 1 y 2 estarían llenos. Recordemos que la Regla
del octeto, justamente establece que el nivel electrónico
se completa con 8 electrones, excepto el Hidrógeno,
que se completa con 2 electrones.

Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2
electrones que le faltan, por esto se combina con 2
átomos de hidrógenos (en el caso del agua, por ejemplo),
que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del
oxígeno) y otorga a dicho átomo 1 electrón cada uno. De
este modo, cada hidrógeno completó el nivel 1 y el
oxígeno completó el nivel 2.
En química se denomina orbital a la zona del espacio que
rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de
encontrar un electrón es máxima, cercana al 90%. Ejemplo
de ello: 10Ne: 1s2, 2s2, 2p6 regla del octeto: 11Na: (Ne)10,
1s2, 2s2, 2p6, 3s2

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
Es la distribución de los electrones en los subniveles y
orbitales de un átomo. La configuración electrónica de los
elementos se rige según el diagrama de Moeller: 1s/ 2s 2p/ 3s
3p 4s/ 3d 4p 5s/ 4d 5p 6s/ 4f 5d 6p 7s/ 5f 6d 7p/.
Ahora ya podemos utilizar el orden de energías de los
orbitales para describir la estructura electrónica de los átomos
de los elementos. Un subnivel se puede acomodarse 1 o 2
electrones. El subnivel p, puede acomodarse 1 a 6 electrones;
el subnivel d de 1 a 10 electrones y el subnivel f de 1 a 14
electrones. Ahora es posible describir la estructura electrónica
de los átomos estableciendo el subnivel o distribución orbital
de los electrones.

Ahora es posible describir la estructura electrónica de
los átomos estableciendo el subnivel o distribución
orbital de los electrones.
Los electrones se colocan, primero, en los subniveles
de menor energía, y cuando estos están
completamente ocupados, se usa el siguiente
subnivel de energía más alto. El único electrón del
átomo de hidrogeno se localiza en el subnivel S del
primer nivel de energía. Un método abreviado para
indicar la configuración electrónica es:

A esto se le llama notación de orbitales o
subniveles e indica que hay un electrón en el
subnivel s del primer nivel de energía.
El núcleo de electrones en el subnivel se indica
con el superíndice a la derecha del subnivel.
Los 2 electrones del helio se encuentran en la
posición de energía más baja, esto es, el subnivel
s del primer nivel de energía.

Para determinar la configuración electrónica de un
elemento, solo hay que decidir cuantos electrones
hay que acomodar y entonces distribuirlos en los
subniveles empezando con los de menor energía e
ir llenando hasta que todos los electrones estén
distribuidos. Un elemento con número atómico más
grande tiene un electrón más que el elemento que lo
precede. El subnivel de energía aumenta de esta
manera:
Subnivel S, P, D ó F: Aumenta el nivel de energía.

Sin embargo, existen excepciones como ocurre en los
elementos de transición al ubicarnos en los grupos del
cromo y del cobre, en los que se promueve el electrón
dando así una configuración fuera de lo común.
Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no
pueden existir dos electrones con los cuatro números
cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán
colocarse dos electrones (correspondientes a los
valores de s 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse
2n2 electrones (dos en cada orbital).

• BIBLIOGRAFIA
• http://www.asifunciona.com/quimi/af_atomos/af_atomos_4.htm
• http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica

01 02 el atomo

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