1. UNIDAD 2
2.1. Primeras aproximaciones al modelo atómico actual.
El atomismo ha sido la especulación científica más atrevida y fructífera que surgió de la antigua
Grecia. Leucipo y Demócrito desarrollaron la Primera Teoría Atómica, que sugería que toda la materia
estaba formada por partículas idénticas e indivisibles, llamadas átomos.
Empédocles, explicó la composición de la materia de otra forma, decía que la materia estaba
compuesta de cuatro sustancias básicas o “elementos”: tierra, aire, fuego y agua; misma que fue
apoyada 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 base
de la hipótesis expuesta está en el establecimiento de una relación de los conceptos de elemento
químico 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 se
muestran 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, pero
de hecho el protón podía haberse descubierto antes que el electrón, puesto que el físico alemán Eugen
Goldstein (1850-1931), al estudiar los rayos catódicos, observó en 1886, que empleando un tubo de
rayos catódicos modificado, con el cátodo perforado, pasaban unos rayos catódicos y podían ser
estudiados en su avance hacia una pantalla, situada detrás del cátodo, y en la cual producían una
fluorescencia característica. Los denominó rayos canales.
En 1895 el francés Jean Perrin (1870-1942) demostró que los rayos canales consistían en partículas
cargadas positivamente, pues sufrían desviaciones hacia la placa negativa de un campo eléctrico

2. externo al que podían ser sometidos. A estos rayos J. J. Thomson les dio, en 1907, el nombre de rayos
positivos.
Los rayos canales o positivos están constituidos por iones positivos y dependen del gas encerrado en el
tubo. Si el gas es hidrógeno, la relación carga/masa es la mayor de todas las encontradas para los rayos
positivos, lo cual sugirió que el ión positivo del átomo de hidrógeno era otra partícula subatómica: el
protón, 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 pero
de 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 explicaciones
actuales 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, Faraday
intentó producir descargas eléctricas en recipientes en los que había hecho parcialmente vacío. Notó
que se producían unas tenues fluorescencias o luminiscencias, pero como el grado de vacío conseguido
no era elevado, no pudo extraer más conclusiones.
El alemán Heinrich Geissler (1814-1879) inventó en 1857 una bomba de vacío más eficaz y la conectó
a un tuvo donde estaban situados dos electrodos metálicos. El dispositivo así formado recibe el nombre
de tubo de Geissler.
Al encerrar en un tubo de Geissler un gas y conectar los electrodos a un generador eléctrico no se
observa fenómeno alguno, aunque se aplique un alto voltaje, ya que los gases son aislantes casi
perfectos en condiciones habituales. Pero al hacer el vacío, manteniendo un voltaje elevado, se
empieza a observar un hilo luminoso de forma sinuosa que enlaza los electrodos y se acusa el paso de
una corriente eléctrica.
Si el vacío se intensifica en el tubo de Geissler, el hilo luminoso desaparece y en estas circunstancias
puede 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 la
presión del gas encerrado en el interior del tubo, con objeto de mejorar el vacío, y se fue aumentando
la diferencia de potencial entre los electrodos. De esta forma, la fluorescencia producía sensación al
arranque de partículas del electrodo negativo, que se propagaban en línea recta y que, al chocar con el
cristal del tubo en su parte posterior, producían la característica fluorescencia. Asimismo, también se
comprobó 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 de
placas adicionales para crear un campo eléctrico externo. Su tubo se conoce como tubo de rayos
catódicos, ya que se admitió que los fenómenos observados eran debidos a la producción de unos rayos
en la descarga del cátodo (electrodo negativo), al aplicar una diferencia de potencial muy elevada entre
el cátodo y el ánodo (electrodo positivo). Los rayos son desviados por la acción del campo eléctrico
externo 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 después
la desviación de los rayos catódicos hacia la placa positiva del campo eléctrico externo a que son

3. sometidos dentro del tubo de Crookes. Con ello calculó el cociente de la carga entre la masa (q/m) de
las 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 el
valor 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 las
experiencias electroquímica de Faraday, por lo que la masa de las partículas de los rayos catódicos es
1836 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 carga
eléctrica existente en los fenómenos electroquímicos. Los experimentos de J.J. Thomson demostraron
que los rayos catódicos eran corrientes de electrones, por lo que se reconoce a Thomson como el
descubridor 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 la
masa 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 el
punto de vista eléctrico, si los átomos contienen igual número de protones que de electrones. Por otra
parte, estas partículas tienen carga y su detección en campos eléctricos y magnéticos es sencilla. Era
por ello difícil descubrir una partícula subatómica sin carga.
Posteriormente al descubrimiento del protón se realizaron diversas pruebas consistentes en someter a
los 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 por
la expulsión de protones de sustancias como la parafina, utilizada en este tipo de experimentos por
poseer un gran número de hidrógenos.
En 1932 el inglés James Chadwick (1891-1974) demostró que la mejor manera de explicar los efectos
producidos es suponer que las partículas alfa provocan la expulsión de partículas neutras del núcleo del
átomo de berilio y que dichas partículas neutras producen a su vez la expulsión de protones de la
parafina.
Dicha partícula recibió el nombre de neutrón, por carecer de carga eléctrica, siendo su masa similar a
la del protón.

4. 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 en
estado 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 protones
que 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 porcentaje
de 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 diferente
número másico, esto es, que existen algunos átomos de un mismo elemento con diferente número
másico.
Cuando un isótopo es capaz de emitir radiaciones en forma espontánea recibe el nombre de
radioisótopo. Pueden obtenerse radioisótopos artificiales al bombardear con neutrones algunos
elementos químicos, con múltiples aplicaciones en la investigación científica, la medicina, la
agricultura 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 primeras
investigaciones al electromagnetismo. Por sus resultados, obtuvo una beca que le permitió trasladarse a
Inglaterra a trabajar con J. J. Thomson en el Laboratorio Cavendish, al que llegó en 1895. En
Cambridge, Rutherford siguió la línea de investigación local estudiando los efectos de los rayos X y de
las radiaciones de Becquerel sobre la conducción eléctrica de gases enrarecidos. En 1898 demostró que
los rayos X y la radiactividad tienen efectos similares sobre los gases y encontró que hay al menos dos
tipos diferentes de radiactividad que él bautizó como y . Los rayos resultaban ser casi tan
penetrantes como los rayos X, en contraste con los rayos que eran detenidos con una hoja muy
delgada de aluminio. Posteriormente se descubrió otro tipo de radiación, mucho más penetrante que las
anteriores, que se denominó rayos . Estos rayos, capaces de penetrar placas gruesas de metal, son
radiación electromagnética de más alta energía que los rayos X.
Rutherford, quien en septiembre de 1898 había aceptado un cargo en la Universidad de McGill en
Montreal, recién llegado a Canadá se dedicó a estudiar la naturaleza de los rayos a. Pronto encontró
que, si bien más difíciles de deflectar, éstos también eran sensibles a los campos magnéticos y
eléctricos. Suponiendo entonces que se trataba de partículas cargadas, a partir de 1903, Rutherford

5. 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 aparente
emanación de helio en materiales radiactivos, descubierta por William Ramsay (Premio Nóbel de
química 1904) en 1895 en el uranio y por el mismo Ramsay y Frederick Soddy (Premio Nóbel de
Química, 1921) en sales de radio hacia 1903. En 1908 Rutherford recibió el Premio Nóbel de Química
por este trabajo.
El descubrimiento del núcleo puede considerarse como un descubrimiento indirecto del protón, puesto
que este último no es más que el núcleo del átomo de hidrógeno. Sin embargo, hay una diferencia, sutil
pero importante, entre el núcleo del hidrógeno y el concepto de protón como partícula elemental y
constituyente fundamental de la materia. Como veremos a continuación, no fue sino hasta 1919 que el
propio Rutherford demostró, a través de la desintegración del núcleo de nitrógeno, que éste estaba
constituido por partículas, a las que posteriormente bautizó como protones y que podían ser
identificadas con los núcleos del hidrógeno.
El modelo atómico Rutherford propone que los e- se encuentran
en la periferia del átomo y el núcleo que es muy pequeño en el
centro.
2.4. Modelo atómico actual.
El modelo atómico actual fue desarrollado por el Austriaco Erwin Schrödinger, en el que describe el
comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias.
Este modelo ha soportado la prueba del tiempo y actualmente todavía proporciona los conceptos
mediante 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 pueden
absorber energía, pasando a un nivel superior, más alejado del núcleo (estado excitado); este estado es
inestable y al regresar el electrón a su nivel original emite la energía absorbida en forma de radiación
electromagnética (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 naturaleza
del electrón, que dice así: es imposible en un momento dado establecer la posición y velocidad del
electrón 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 niveles
estacionarios de energía, y sus trayectorias son circulares, semejantes a las trayectorias de los planetas
del sistema solar.

6. Mientras los e- describen una órbita, no hay emisión ni
absorción de energía (estado basal), pero pueden
absorber energía, pasando a un nivel superior, más
alejado del núcleo (estado excitado); este estado es
inestable y al regresar el e- a su nivel original emite la
energía absorbida en forma de radiación
electromagnética(fotón).
A pesar de los resultados sorprendentes de la teoría de Bohr, aparecieron ciertas cuestiones que la
hacían incompleta. Por eso en 1916 el físico alemán Arnold Sommerfeld propuso como extensión a la
teoría de Bohr, que las órbitas electrónicas podrían ser elípticas.
Con un estudio más detallado de los
espectros atómicos, descubrió que las
líneas de los espectros elementales
estaban formadas por otras líneas más
finas que representaban subniveles de
energía.
Fue así como Schrödinger, después de sopesar las ideas de Bohr y De Broglie, y tratando de aunar
todas, dedujo una ecuación matemática en la que el electrón era tratado en función de su
comportamiento ondulatorio.
2.4.2. Los orbitales atómicos.
Schörindger dedujo una ecuación matemática en donde el e- es tratado en función del comportamiento
ondulatorio. Y de esa manera nació el concepto de orbital, que es una región en el espacio donde existe
la mayor probabilidad de encontrar un e- en el átomo.
De acuerdo con la ecuación de onda de Schrödinger, la posición probable de un electrón está
determinada 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 nos
indica 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 electrón
dado, este número también expresa la energía de los niveles dentro del átomo, puede asumir cualquier
valor entero, de 1 a infinito, aunque con 7 valores (1,2,3,4,5,6,7), es posible satisfacer a los átomos
conocidos actualmente.

7. Número cuántico secundario(l). Determina la energía asociada con el movimiento del electrón
alrededor del núcleo; el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza al electrón y se
relaciona 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 valor
entero 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, 1
De esta manera podemos decir que para l:
s=0
p=1
d=2
f=3
núcleo
sub nivel s s p s p d s p d f s p d f s p d s p
nivel n = 1 2 3 4 5 6 7
Número cuántico magnético (m). Representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en los
subniveles energéticos, cuando éstos están sometidos a un campo magnético. Los subniveles
energéticos están formados por orbitales. Un orbital es la región del espacio energético donde hay
mayor 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 ser
desde –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
0
En un subnivel p(l = 1), hay tres orbitales, a los que m da los valores de: -1, 0, +1, respectivamente.
p p p

8. -1 0 +1
En 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 +2
En 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 +3
De esta manera cada orbital, de cada uno de los subniveles, queda perfectamente bien identificado por
el número cuántico magnético “m”.
Número cuántico spin(ms). Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su
propio eje, que solo puede tener dos direcciones, una en dirección de las manecillas del reloj(-1/2), y la
otra 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(estado
basal), en el que se indica el número de electrones en cada orbital de cada nivel energético.

9. 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 números
cuánticos 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 incrementarse
el valor de n + l; cuando hay dos subniveles con el mismo valor de n + l, las energías aumentan con el
valor de “n”. Por lo tanto, la ocupación de orbitales a un mismo número cuántico principal no es
progresiva.
Así, si tomamos la secuencia que obtuvimos en el número cuántico secundario y aplicamos la fórmula
n + 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, 7p
La separación de energía en los subniveles de los átomos poli electrónicos origina que se superpongan
o traslapen, en valor de energía, orbitales con diferentes valores de “n”. “Cada nuevo electrón
añadido 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 estos
orbitales se completan con un electrón, entonces cada uno de ellos se satura con dos electrones en el
mismo orden.
Para el desarrollo de la configuración electrónica de un átomo, se anota el nivel (1,2,3,4,5,6,7), el tipo
de 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 principal
Uso de Kernel.
Como podemos ver las configuraciones electrónicas para los átomos poli electrónicos serian muy
laboriosos, en estos casos es posible utilizar el Kernel, que es una abreviación de las distribuciones
electrónicas.
El Kernel es la configuración de cualquier gas noble la podemos representar:
[ 2He]2s, [ 10Ne]3s, [ 18Ar]4s, [ 36Kr]5s, [ 54Xe]6s, [ 86Rn]7s

10. Para simplificar una configuración electrónica, debe de partirse del gas noble cuyo número de
electrones sea inmediato inferior al del átomo que se desea representar. Ejemplos:
24Cr = [ 18Ar] 4s2, 3d4
95Am = [ 86Rn] 7s2, 5f 7
Diagrama energético.
Existe otra manera de representar la distribución electrónica de un átomo con base en los diagramas
energéticos, que son las mismas configuraciones electrónicas con algunas modificaciones.
En los diagramas energéticos los electrones se representan con flechas y se anotan sobre guiones que
son los orbitales correspondientes a cada subnivel, así s con 1; p con 3; d con 5 y f con 7. debajo del
guión 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 electrón
con giro negativo.
Para el llenado de los diagramas energéticos se aplican los mismos principios de: principio de
exclusión de Pauli, regla de Auf – Bau, regla de Hund. Ejemplo:
5B = _____ _____ _____ _____ _____
1s 2s 2p 2p 2p
Electrón diferencial.
Se llama así al último electrón que entra en un átomo de acuerdo con las reglas de ocupación de
orbitales; 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 átomo
dado deberán considerarse, el orbital donde se encuentra este. Veamos el siguiente ejemplo:
6C = _____ _____ _____ _____ _____
1s 2s 2p 2p 2p
electrón diferencial
Dado que el ultimo electrón se encuentra en un orbital 2p, entonces n = 2; al subnivel p, l le da un
valor de 1; de los tres orbitales del subnivel p, el electrón diferencial ocupa el que “m” da el valor de 0
y como la flecha se dirige hacia arriba “s” = +1/2.
n=2 l=p=1 m=0 s = +1/2
2.5. Tabla periódica actual.
La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus
masas 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 fue
comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de

11. 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 y
la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más
tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición
en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las
predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de
la química inorgánica.
El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte
de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de
elementos. 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 John
William Strutt Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la
interpretación 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 el
sistema periódico en la llamada forma larga, en la que prima su interpretación electrónica. En el
sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones. Los
elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un
periodo largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta
el 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 que
refleja 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 4
y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha
sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.
Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de
izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras “A” o “B”, en donde la “B” se
refiere a los elementos de transición.
En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la
Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema
enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica. Aunque en este curso
utilizaremos 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 los
elementos de los demás grupos. Por ejemplo:

12. 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 forman
compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos
con 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 están
completas; por lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente
ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones de esas capas
incompletas.
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 y
corresponden a los elementos del grupo “B”. Dentro de estos elementos están los lantánidos y
actínidos 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 cuyo
comportamiento 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 ganar
electrones convirtiéndose en aniones.
El carácter metálico en la tabla periódica aumenta de derecha a izquierda en un periodo y de arriba
hacia 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 entre
los metales y no metales, su comportamiento en algunos casos corresponde al de un metal además de
su 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 resto
son 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 o
hilar, se emplea en la construcción, en la industria automotriz, en la aviación. Se le extrae de la
bauxita, en Veracruz hay una planta productora de lingotes de aluminio.

13. Azufre (S): es un no metal, sólido, de color amarillo, lo encontramos en yacimientos volcánicos y en
aguas sulfuradas; es empleado para elaborar fertilizantes, medicamentos, insecticidas, productos
petroquímicos.
Cobalto (Co): Metal de color blanco, utilizado para elaborar aceros especiales, pues resiste la
corrosión, la fricción y el calor. Se emplea en herramientas, imanes y motores. Cuando esta en polvo
es utilizado como pigmento azul para el vidrio, se han encontrado yacimientos de minerales oxidados y
sulfurados en Sonora, Jalisco, Michoacán, entre otros.
Cobre (Cu): metal de color rojo, con el aire húmedo se pone de color verde, empleado como conductor
de la corriente eléctrico, también para la elaboración de monedas, y en aleaciones como el latón y
bronce. 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 extrae
de algunos minerales como la pirita, limonita, hematita. Se emplea en la industria, el arte, en la
medicina, para fabricar acero, cemento, en las fundiciones; la sangre contiene hierro en la
hemoglobina. Los estados minerales son: Jalisco, Baja California, Colima, Durango, Guerrero y
Michoacán.
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 fluorita
son: 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 y
los dientes. Se utiliza en la elaboración de detergentes, plásticos, cerillos, explosivos, alimentos para
ganado, 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 la
corriente eléctrica y resistente a la corrosión. Se utiliza en la construcción de instrumentos de
preescisión, termómetros, baterías, barómetros, amalgamas dentales, medicamentos, insecticidas. Los
estados 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 emplea
en la fabricación de vajillas y joyas, en la fotografía, aparatos eléctricos, aleaciones, soldaduras, se usa
en la acuñación de monedas, los estados productores son: Guanajuato, Guerrero, San Luis Potosí e
Hidalgo.
Plomo (Pb): metal blando, de bajo punto de fusión, poco elástico, resistente a la corrosión, se obtiene
de la galeana, se usa en baterías, acumuladores, pigmentos, pinturas, linotipos, soldaduras, los
principales estados productores son: Chihuahua y Zacatecas.
Oro (Au): metal de color amarillo, maleable, dúctil, brillante, de gran valor. Se utiliza de patrón
monetario internacional. Se emplea en la joyería, piezas dentales, etc. Los yacimientos en el pais son
escasos, 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 150
minerales que lo contienen, es utilizado como combustible nuclear.