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Evolución histórica de los conceptos atómicos

Los modelos atómicos de la antigüedad fueron establecidos a través de bases puramente especulativas, sin base experimental. Pueden distinguirse dos grandes épocas: La época clásica griega: destacan las ideas de Aristóteles, Thales, Demócrito, Leucipo, etc. Estas

teorías son consideradas las bases del atomismo.Demócrito y Leucipo: La teoría atomística de Demócrito y Leucipo dice así:a ) Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, incompresibles e invisibles b ) Los átomos se diferencian en su forma y tamaño c ) Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomosEsta teoría, al igual que todas las teorías filosóficas griegas, no apoya sus postulados mediante experimentos, sino que se explica mediante razonamientos lógicos.Aristóteles (Teoría de los 4 elementos): Rechazó la teoría atómica de Demócrito y sostuvo que la materia se origina en la mezcla de cuatro propiedades fundamentales: caliente, frío, húmedo y seco, que se combinan entre sí para dar lugar a los cuatro elementos o esencias: tierra, agua, aire y fuego, a los que añadió un quinto (la quinta esencia o éter), que formaría los cuerpos celestes, mientras que los otros cuatro formaban las sustancias terrestres.

Este dibujo representa la "Teoría de la existencia de un principio permanente origen de todo", más conocida como la "Teoría de los 4 elementos”. Esta teoría fue formulada por 4 de los más famosos filósofos de la Antigua Grecia: Tales, Anaxímenes, Heráclito, y más tarde Empédocles. Dichos 4 elementos aparecen simbolizados en la teoría: Agua, Aire, Fuego y Tierra.Años más tarde esta teoría es aprobada por otro de los grandes filósofos de la Cultura Clásica: Aristóteles.

La Edad Media: los alquimistas elucubraron intensamente sobre la estructura íntima de la materia, pero no dejaron muchos documentos con sus ideas. Al ser un saber prohibido, debían esconderse para evitar problemas con la Inquisición.

El Renacimiento: Es en el Renacimiento cuando realmente se aplica el método científico en la Química. La primera teoría química basada en experimentos fue la teoría del flogisto, principio inflamable que constituía todos los cuerpos y que podía transferirse de uno a otro.

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Robert Boyle destruyó las teorías alquimistas y sentó algunas de las bases de la química moderna con la publicación de su obra El químico escéptico en 1667. Su importancia se debe sobre todo a que introdujo el método analítico. Atacó la teoría de los cuatro elementos de Aristóteles, y estableció el concepto de elemento químico (sustancia inmutable e indestructible incapaz de descomposición) y compuesto químico (combinación de elementos). Estudió también el comportamiento de los gases; definió el ácido como la sustancia que puede hacer variar el color de ciertos jugos vegetales; analizó sales por medio de reacciones de identificación, etc.Lavoisier aplicó el método analítico cuantitativo. Determinó las propiedades del oxígeno y dio una explicación al fenómeno de la combustión, desplazando al hipótesis flogista; a partir de ahí fue posible generalizar la idea de óxido, ácido y sal, y de esta manera sistematizar los conocimientos de la época y establecer la nomenclatura de la Química Moderna. Formuló la ley de la conservación de la materia (En ella se dice que no se produce un cambio apreciable de la masa en las reacciones químicas)Proust formuló la ley de las propiedades fijas en 1808 (cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación de masas.)Dalton retomó la teoría de Demócrito y dio nueva vida a la teoría de la constitución de la materia. Sus investigaciones sobre los gases atmosféricos le llevaron a la formulación de la teoría atómica (los gases, los sólidos y los líquidos están constituidos por partículas elementales o átomos). Sus aportaciones han sido la base de la filosofía química y de ella surgieron la clasificación de los elementos, el estudio de sus propiedades y las relaciones entre ellos. Contribuyó también al establecimiento de la ley general de la dilatación de los gases por temperatura. En el año 1807 enunció las leyes de las presiones parciales y de las proporciones múltiples conocidas en su honor como ley de Dalton.

Modelo atómico de DaltonEl modelo atómico de Dalton, fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton. Postulados de DaltonDalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:a ) La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no

se pueden destruir.b ) Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades

propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.c ) Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas. d ) Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.e ) Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más

de un compuesto.f ) Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distinto

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Modelo atómico de Thomsom.Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante.

Modelo atómico de Rutherford.Para analizar cuál era la estructura del átomo, Rutherford diseño un experimento que consistía en bombardear una fina lámina de oro con rayos alfa. Para observar el resultado de dicho bombardeo, alrededor de la lámina de oro colocó una pantalla fluorescente.

Estudiando los impactos sobre la pantalla fluorescente observó que: la mayoría de los rayos alfa atravesaban la lámina sin sufrir desviación, pues la mayor parte del

espacio de un átomo es espacio vació. algunos se desviaban porque pasaban muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que

los rayos alfa. muy pocos rebotaban, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.

Rutherford propuso en el 1911 este modelo de átomo: a ) El átomo está constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra

concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo. b ) Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya

masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza está formada por los electrones que tenga el átomo.

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c ) Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo. d ) El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 100.000 veces

menor)

Modelo atómico de Bohr En 1913 Niels Bohr propuso un modelo atómico para explicar la estructura

atómica y dar una explicación sobre el espectro del hidrogeno. Para explicar su modelo atómico, Bohr

fundamento su teoría en la teoría del quantum, propuesta por Max Plack, y se baso en los siguientes

postulados:

En su modelo atómico, Bohr represento a los niveles de energía con la letra n, que toma valores

enteros desde 1, 2, 3,…….. y aumenta de energía a medida que se alejan del núcleo.

En el átomo de hidrogeno, el electrón se encuentra en el nivel de energía mas bajo (n=1), también

llamado estado fundamental. Al hacerle llegar una radiación, absorbe un cuanto de la energía de esa

radiación y pasa a ocupar un nivel energético superior. Cuando un electrón regresa de un nivel

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1. Los electrones en los átomos se mueven alrededor del

núcleo en orbitas circulares o niveles de energía

definidos.

2. Mientras los electrones se muevan en orbitas o niveles

de energía definidos no absorben ni desprenden

energía.

3. los electrones pueden pasar de un nivel a otro de menor

a mayor energía y viceversa, siempre y cuando absorban

o desprendan la energía necesaria.

4. Cuando los electrones absorben o desprenden energía

lo hacen en cantidades unitarias llamadas cuantos, que

corresponden a la diferencia de energía entre los dos

niveles.

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energético superior desprende la energía absorbida en forma de radiación, dando origen a las series

espectrales del hidrogeno.

Modelo atómico de Sommerfeld: El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en orbitas elípticas.

Sommerfeld le hizo las siguientes modificaciones:

1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares o elípticas.2. A partir del segundo nivel energético, existen dos o más subniveles en un mismo nivel.3. El electrón es una corriente eléctrica minúsculaPara describir los nuevos subniveles, Sommefeld introdujo un parámetro cuántico: "El Número Cuántico Azimutal", que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra "l" y toma valores que van desde 0 hasta n-1.

Modelo atómico actual: Es un modelo de gran complejidad matemática, tanta que usándolo sólo se puede resolver con exactitud el átomo de hidrógeno. Para resolver átomos distintos al de hidrógeno se recurre a métodos aproximados.

De cualquier modo, el modelo atómico mecano-cuántico encaja muy bien con las observaciones experimentales.

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En este modelo no se habla de órbitas, sino de orbitales. Un orbital es una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. Los orbitales atómicos tienen distintas formas geométricas.

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"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.

Experimentos relacionados con la estructura atómicaLas primeras investigaciones sobre descargas eléctricas en gases fueron realizadas por Faraday en 1838, empleando un tubo en cuyos extremos se encuentran selladas dos placas de metal llamadas electrodos, mismos que se conectan a una fuente de alto voltaje de aproximadamente 1000 volts. El electrodo negativo se llama cátodo y el positivo ánodo. El tubo tiene una salida lateral dirigida a una bomba de vació para evacuar el gas existente y disminuir la presión dentro del tubo. Al ir disminuyendo la presión hasta aproximadamente la milésima parte de la presión atmosférica normal, Faraday observo un resplandor de color púrpura, que se originaba en el ánodo y llegaba a las cercanías del cátodo, existiendo un espacio oscuro entre este y la luz púrpura. A este se le conoce como espacio oscuro de Faraday.Experiencias en tubos de descarga con gases a baja presión, iniciadas en el 1870 : Williams Crookes (1832-1919) llevó a cabo estudios en un tubo de vidrio al vacío, en el cual se habían insertado en los

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extremos unos electrodos. Al conectar los electrodos a una fuente de voltaje, uno de ellos adquiere carga positiva (ánodo o electrodo positivo) y el otro una carga negativa (cátodo o electrodo negativo). Al aplicar un alto voltaje, el tubo de vidrio al vacío comenzaba a emitir una luz. Esta luz se desviaba al colocar un imán cerca de él. Estaba convencido de que este haz luminoso, que ahora conocemos como rayo catódico, estaba formado por partículas con carga. ¿Qué eran estos rayos catódicos?...

:

Una vez descubiertos los rayos catódicos, se empezó a estudiar su comportamiento tratando de identificar su naturaleza y procedencia. En experiencias diversas se pudo comprobar que los rayos catódicos:

1. No dependen del tipo de gas encerrado en el tubo 2. Se desvían hacía el polo positivo cuando se someten a la acción de un campo eléctrico. 3. Pueden desviarse por la acción de un campo magnético 4. Provocan la aparición de sombras 5. Pueden poner al rojo una barra de mica que se interponga en su camino 6. La relación carga/masa es independiente de la naturaleza del gas. De estas y otras experiencias se

llegó a la conclusión de que los rayos catódicos estaban constituidos por partículas cargadas negativamente y que todas esas partículas eran idénticas, independientemente del gas que hubiera en el tubo o del material que estuvieran hechos los electrodos.A estas partículas se les llamo electrones y fueron identificados por Joseph Thomson (1856-1940), posteriormente se pudo determinar la carga y la masa del electrón.

Descubrimiento del electrón: En 1897 Joseph Thomson estudiando si los rayos catódicos se desviaban en presencia de campos eléctricos y magnéticos, comprobó que tenían carga eléctrica negativa y hallo

su relación carga/masa ( ). Determino que la relación carga/masa era siempre la

misma independientemente del tipo de gas del tubo y del tipo de metal del cátodo Las propiedades de los rayos catódicos se podían explicar si estuvieran formados por partículas más pequeñas que los átomos y se les llamo electrones

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Descubrimiento del protón: En 1886 Eugen Goldstein descubrió los rayos canales utilizando un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado. Los rayos canales atravesaban las perforaciones del cátodo iluminando la zona posterior de este. Al comprobar que los rayos canales eran partículas positivas y que su masa dependía del gas encerrado en el tubo, llamó protones a las partículas que se liberaban al usar hidrógeno gaseoso.Los rayos canales son los que procedieron del ánodo cuanto se utilizó un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado. Estos rayos atravesaron las perforaciones del cátodo iluminando la parte posterior.Características de los rayos canales:

Sufren desviación por efecto de campos eléctricos y magnéticos. Transportan carga positiva. La razón carga/masa es mucho menor que el valor obtenido para los electrones y depende del

gas contenido en el interior del tubo.

Carga eléctrica del electrón: La carga eléctrica del electrón, fue determinada por Millikan en 1906, esta determinación se realizó mediante un experimento, el cual se describe a continuación.

Usando un pulverizador de perfume desparramó pequeñas gotas de aceite dentro de una cámara transparente. En las partes superior e inferior había placas metálicas unidas a una batería, siendo una positiva y la otra negativa. Cuando el espacio entre las placas metálicas era ionizado por radiación (por ejemplo, rayos X), electrones del aire se pegaban a las gotitas de aceite, adquiriendo éstas una carga negativa. Como cada gotita adquiría una leve carga de electricidad a medida que viajaba a través del aire, la velocidad de su movimiento podía ser controlada alterando el voltaje entre las placas. Millikan observó gotita tras gotita, variando el voltaje y notando el efecto. Después de muchas repeticiones concluyó que la carga sólo podía asumir ciertos valores fijos. El más pequeño de estos valores era nada menos que la carga de un solo electrón. Millikan encontró que la carga de la gota nunca era menor de 1.6x10 –19 C, pero que además siempre era un múltiplo de un valor entero de dicho valor. Lo cual significa que la carga esta cuantiada. También determino la masa del electrón Kg.

Descubrimiento de los rayos X: En 1895 Wilhelm Roentgen, mientras experimentaba con un tubo de rayos catódicos en un cuarto oscuro, observo una incandescencia sobre una pantalla fluorescente colocada a cierta distancia del tubo. Dicha incandescencia era provocada por un tipo de radiación de

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alta energía, y por lo tanto, era muy penetrante, capaz de pasar a través de madera, papel e incluso tejido humano, pero difícilmente a través de los metales y los huesos. Debido a que en aquel tiempo la naturaleza de este tipo de radiaciones era desconocida, se les dio el nombre de rayos X. Las características de Roentgen encontró en los rayos X fueron:1. Ennegrecen las placas fotográficas.2. Ionizan a los gases, haciéndolos conductores de la electricidad.3. Carecen de carga, pues no se desvían al pasar por un campo electromagnético.Actualmente se sabe que los rayos X son producidos por el choque de los rayos catódicos con las paredes del tubo de descarga. Son ondas electromagnéticas con velocidad igual a la de la luz (300 000 km/s) pero con menor longitud de onda, por lo cual poseen mayor frecuencia y energía.Descubrimiento de la radioactividad: Poco después de que se descubriera los rayos X, en 1895; Henri Becquerel mostró un fenómeno que no era explicable de acuerdo con el modelo inmutable que se tenía de los átomos. Había observado repetidas veces que unas placas fotográficas envueltas en papel negro junto a un cierto mineral (uranio), se habían ennegrecido (se habían velado). Esto sucedía de un día para otro, es decir en un tiempo relativamente corto, lo que hacía suponer que el cambio se debía a un agente externo. No podía entrar luz a las placas, y éstas no habían sido calentadas. Tampoco podían haber sido afectadas por algún agente químico. Al revelar la placa apareció que algún rayo emitido por el mineral debía haber penetrado a través del papel. De este modo Becquerel descubrió la radiactividad. Posteriormente, mostraría que los rayos provenientes del uranio podían ionizar el aire y también eran capaces de penetrar a través de láminas metálicas delgadas.

En 1898 Marie Curie, con su esposo Pierre Curie, dirigió sus investigaciones a la radiactividad. En poco tiempo el matrimonio Curie descubrieron dos elementos nuevos, el polonio y el radio, ambos radiactivos. Para confirmar su trabajo sobre el radio, procesaron una tonelada de residuos de pecblenda, para obtener 0.1 g de cloruro de radio puro, que usaron para efectuar más estudios sobre las propiedades del radio y determinar su masa atómica. Marie Curie, dos años después del descubrimiento de Becquerel, en 1898, le dio a este fenómeno el nombre de radiactividad.

Ernest Rutherford, en 1899, comenzó a investigar la naturaleza de los rayos emitidos por el uranio. Encontró dos tipos de rayos, a los que llamó rayos alfa y beta. Pronto se dio cuenta que el Uranio, al emitir estos rayos, se transformaba en otro elemento. A la altura de 1912 se conocían ya más de 30 isótopos radiactivos y hoy se conocen mucho más.

Paul Villard descubrió en 1900, los rayos gamma, un tercer tipo de rayos que emiten los materiales radiactivos y que es semejante a los rayos X. De acuerdo con la descripción del átomo nuclear, Rutherford se atribuyó el fenómeno de la radiactividad a reacciones que se efectúan en los núcleos de los átomos.

Rayos alfa ( ) partículas de carga eléctrica positiva, con poca energía y por lo tanto poco poder penetrante (pueden ser detenidas por una hoja

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de papel)

Rayos beta ( )Son partículas de carga eléctrica negativa, con una cantidad de energía capaz de atravesar una lamina de aluminio con un espesor aproximado de 0.25 cm. Estos rayos resultaron ser electrones.

Rayos gamma ( ) Son radiaciones electromagnéticas de gran energía y, por lo tanto, de mayor poder penetrante que las partículas y

Descubrimiento del neutrón: La existencia del neutrón fue anunciada por Rutherford en 1920, al observar en sus experimentos con partículas alfa, formadas por núcleos de helio, que tenían un valor aproximadamente cuatro veces mayor que la masa del protón, siendo que en el núcleo del helio solo existen dos protones. Rutherford supuso que en este debía existir otra partícula de carga neutra, pero de masa igual a la del protón. Fue hasta 1932, cuando el físico ingles Chadwick lo descubrió experimentalmente: al bombardear el elemento berilio (Be) con partículas alfa, observe que dicho elemento emitía un tipo de partículas aun mas penetrantes que las radiaciones gamma y que, al igual .que estas, no eran desviadas por un campo electromagnético; además, poseían una masa ligeramente mayor a la del protón. Chadwick llamo a dichas partículas neutrones y concluyo que eran las partículas neutras existentes en el núcleo afanosamente buscadas

Isótopos

Los isótopos son átomos de la misma clase (igual número de protones), pero que difieren en el número de neutrones, y por lo tanto con más protones son más pesados. Ejemplo de ello son el hidrógeno (cero neutrones), deuterio (un neutrón) y tritio (dos neutrones). Las aplicaciones de los isótopos son muy variadas y pueden ir desde el diagnóstico y prevención de enfermedades, el mejoramiento de especies agrícolas y pecuarias, la conservación de alimentos naturales y procesados, la generación de energía, y hasta en la elaboración de armas de destrucción masiva.Se conoce la existencia de dos tipos de isótopos:

Estables o no radiactivos que como su nombre lo dice, no emiten radiaciones por no contener tantos protones en el núcleo. Inestables o radiactivos, estos últimos pueden ser naturales o artificiales (por ejemplo el uranio enriquecido), esto se basa en el principio de que, entre mayor número de partículas tenga un átomo en el núcleo éste será más inestable y en consecuencia liberará parte de sus partículas, a las que llamamos radiaciones.

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Número atómico y número másico

El número atómico está representado por la letra Z y significa el número de protones presentes en el núcleo. Este número es característico de cada elemento y si llegase a cambiar, cambia el elemento mismo. Los elementos estables van desde un Z=1 para el caso del hidrógeno a Z= 92 en el caso del uranio.El número másico representa a los protones y neutrones del núcleo. Ambos pesan exactamente igual y por lo tanto manifiestan casi la totalidad del peso de un átomo. El peso de un electrón es alrededor de 1860 veces menos que un protón o un neutrón y por eso mismo se puede despreciar el peso de los electrones.

Z = p+A = Z + N (siendo N el número de neutrones en el núcleo)

N = A - ZZ = A- N

Para un átomo neutro existe igualdad entre el número de protones del núcleo y los electrones de la órbita. Si tenemos un catión (ión positivo, X+), significa que ha perdido algunos electrones. Si tenemos

un anión (ión negativo, X-), significa que ha ganado algunos electrones. Así:a) el número de electrones será Z + el valor del anión (e = Z+ valor catión)b) el número de electrones será Z - el valor del catión (e = Z - valor anión)

Números Cuánticos

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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:a ) 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,...

b ) Número cuántico secundario (l): representa la existencia de subniveles de energía dentro de cada nivel. Se calculan considerando l = 0, 1, 2, 3, 4Así, 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" )

c ) Número magnético (m): representa la orientación de los orbitales y se calcula m=+/- lsi l = 0, m=0 es decir 1 solo tipo de orbital ssi 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)

d ) 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

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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 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 estan 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 semillenado, recién se produce el apareamiento con los espines opuestos".

Tipos de configuraciones electrónicas

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

4. Diagrama de orbitales: Cada orbital se simboliza por un casillero, utilizando flecha hacia arriba o flecha hacia abajo para representar la disposición del espín de cada electrón.

Tabla periódicaEs una de las principales fuentes de información con las que cuenta el químico. En ella se encuentran clasificados 118 elementos, de los cuales los últimos aún no han sido caracterizados completamente, debido a que son obtenidos artificialmente y que tienen un tiempo de vida media muy cortó (menos

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de dos segundos). Los elementos a partir de la similitud de sus propiedades periódicas, que se llaman así porque se repiten a intervalos regulares(es decir sus características varían siguiendo un orden). La tabla periódica actual, debido a los avances tecnológicos, presenta más información que la original.En cualquier tabla periódica los elementos se encuentran ordenados en forma creciente a partir de su número atómico, distribuidos en periodos y grupos, en forma horizontal y vertical, respectivamente. Además nos señala cuáles son metales, no metales, metales de transición y otros grupos de elementos conocidos como tierras raras.Desarrollo histórico de la tabla periódicaAunque algunos elementos como el oro, plata, estaño, cobre, plomo y mercurio ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en 1669 cuando Henning Brand descubrió el fósforo.Un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante las siguientes dos centurias, se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades así como descubriendo muchos nuevos elementos.El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.Triadas de DöbereinerUno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas se debe a Johamn Wolfgang Döbereiner quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo); (azufre, selenio y telurio); (litio, sodio y potasio).A estos grupos de tres elementos se les denominó triadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos. Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.

LiCl CaCl2 H2SLitio Calcio Azufre

LiOH CaSO4 SO2

NaCl SrCl2 H2SeSodio Estroncio Selenio

NaOH SrSO4 SrO2

KCl BaCl2 H2TePotasio Bario Telurio

KOH BaSO4 TeO2

Triadas de Döbereiner

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Vis tellurique de ChancourtoisEn 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que se estaban ordenados por pesos atómicos los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma línea vertical, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención.

Ley de las octavas de NewlandsEn 1864, el químico inglés Newlands comunicó a la Real Sociedad Inglesa de Química su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente. El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.

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Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society.

1 2 3 4 5 6 7Li Be B C N O F6.9 9.0 10.8 12.0 14.0 16.0 19.0Na Mg Al Si P S Cl23.0 24.3 27.0 28.1 31.0 32.1 35.5K Ca39.0 40.0

Octavas de NewlandsLothar Meyer y Dimitri Mendeleiev

El alemán Lothar Meyer y el ruso Dimitri Mendeleiev. Trabajando independientemente en la clasificación de los elementos químicos, produjeron resultados notablemente similares y casi al mismo tiempo. Un libro de texto de Meyer publicado en 1864 incluía una versión abreviada de una tabla periódica para clasificar los elementos. La tabla comprendía la mitad de los elementos conocidos organizados en orden de su masa atómica y mostraba una periodicidad en función de ésta. En 1868, Meyer construyó una tabla extendida que entregó a un colega para su evaluación. Desgraciadamente para Meyer, la tabla de Mendeleiev se publicó en 1869, un año antes de que apareciera la de Meyer. Luego, comenzó con la química de los elementos metálicos ordenándolos según su poder de combinación: metales alcalinos primero (poder de combinación de uno), los alcalinotérreos (dos), etc. Sin embargo, era difícil clasificar metales como cobre y mercurio que a veces presentaban valor 1 y otras veces 2. Mientras intentaba buscar una salida a este dilema, Mendeleiev encontró relaciones entre las propiedades y los pesos atómicos de los halógenos, los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos, concretamente en las series Cl-K-Ca, Br-Rb-Sr y I-Cs-Ba. En un esfuerzo por generalizar este comportamiento a otros elementos, creó una ficha para cada uno de los 63 elementos conocidos en la que presentaba el símbolo del elemento, su peso atómico y sus propiedades físicas y químicas características. Cuando Mendeleiev colocó las tarjetas en una mesa en orden creciente de pesos atómicos disponiéndolas como en un solitario quedó formada la tabla periódica. En 1869 desarrolló la ley periódica. La ventaja de la tabla de Mendeleiev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no sólo presentaba similitudes en pequeños grupos como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales. En el momento que Mendeleiev desarrolló su tabla periódica, las masas atómicas experimentalmente determinadas no siempre eran exactas, y reordenó de nuevo los elementos a pesar de sus masas aceptadas. Por ejemplo, cambió el peso del berilio de 14 a 9. Esto colocó al berilio en el Grupo 2 encima del magnesio cuyas propiedades se parecían más que donde se había colocado antes (encima del nitrógeno). En total Mendeleiev tuvo que mover 17 elementos a nuevas posiciones para poner sus

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propiedades en correlación con otros elementos. Estos cambios indicaron que había errores en los pesos atómicos aceptados de algunos elementos y se rehicieron los cálculos para muchos de ellos. Sin embargo, aún después de que las correcciones fueron hechas, algunos elementos todavía necesitaron ser colocados en un orden diferente del que se deducía de sus pesos atómicos. A partir de los huecos presentes en su tabla, Mendeleiev predijo la existencia y las propiedades de elementos desconocidos que él llamó eka-aluminio, eka-boro, y eka-silicio. Más tarde se descubrieron el galio, el escandio y el germanio coincidiendo con sus predicciones. Además del hecho que la tabla de Mendeleiev se publicó antes que la de Meyer, su trabajo era más extenso, prediciendo la existencia de otros elementos no conocidos en ese momento.Ley periódica modernaAdemás de su tabla, Mendeleiev propuso la ley periódica donde se establecía que: Todos los elementos deben acomodarse en forma ascendente a partir de su masa atómica, sin embargo, ésta presentó problemas, pues algunos elementos no parecían tener lugar adecuado en la tabla de acuerdo a sus masa atómicas, ya que sus propiedades no eran similares a las de los elementos que les precedían o eran diferentes a los de los elementos del grupo que les correspondía. Más tarde al conocer mejor la estructura atómica de los elementos, encontró mayor periodicidad en las propiedades físicas y químicas, ordenando los elementos en forma creciente basándose en su número atómico. A partir de esta clasificación, se modificó la ley periódica de Mendeleiev, estableciéndose la ley periódica moderna.Henry Gwyn Jeffreys MoseleyLos átomos en condiciones normales son neutros es decir, no tienen carga eléctrica; por lo tanto, deberían existir unos partículas subatómicas cargadas positivamente que neutralizaran la carga de los electrones; pronto estas partículas fueron descubiertas y se les dio el nombre de protones. Los protones pesan alrededor de 1835 veces más que el electrón; de tal forma que se deduce que el átomo de Hidrógeno está formado por un protón y un electrón.Más tarde se hizo evidente que los átomos de diferentes elementos tenían diferente número de protones, así el átomo de Oxígeno tiene 8 protones, en tanto que el de Uranio tiene 92. Entonces, una característica fundamental que hacía diferente a un átomo de otro era el número de protones. A esta cantidad se le llamó número atómico y es el parámetro fundamental que distingue a un elemento de otro. Los elementos son diferentes porque tienen diferente número atómico. En general el número atómico se representa con la letra Z. Estrictamente, la primera vez que se identificó al número atómico como una propiedad relevante de los átomos fue mediante el análisis de la emisión de rayos X de los elementos que realizó Moseley en 1913. Moseley demostró que los registros de la emisión de rayos X de los átomos pueden ordenarse en forma sucesiva, y dedujo que existe un orden numérico en el que pueden ser colocados los elementos con base en ello, en lugar de seguir el de los pesos atómicos utilizado por Mendeleiev. Moseley dotó a cada elemento de un número atómico; este número correspondía a la posición de aquél en la sucesión y coincide con el número de protones que tienen los átomos correspondientes mencionados anteriormente.

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Con los trabajos de Moseley se pudo replantear la ley periódica, ahora en función del número atómico: Las propiedades de los elementos son una función periódica de sus números atómicos. La ley periódica postulada en estos términos no presenta excepciones; por lo tanto, el número atómico es un parámetro más fundamental que el peso atómico para la clasificación de los elementos.

Tabla periódica largaFue elaborada por Alfred Werner. Esta tabla está integrada por todos los elementos encontrados en la naturaleza, así como los sintéticos, y se encuentran acomodados en función de la estructura electrónica de sus átomos, observándose un acomodo progresivo de los electrones de valencia en los niveles de energía (periodos). Los elementos que presentan configuraciones electrónicas externas similares, quedan agrupados en columnas verticales llamadas familias o grupos. Además, por facilidad de representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.

Además de que los elementos se encuentran ubicados en la tabla periódica en orden creciente, atendiendo a su número atómico y, por consecuencia, su configuración electrónica, podemos distinguir que en ella se encuentran ubicados también por clases de elementos, periodos, grupos o familias y bloques.

Clases de elementosCuando los elementos se clasifican de acuerdo a sus características físicas y químicas, se forman dos grandes grupos: metales y no metales. Además existe un tercer conjunto de elementos que se caracterizan por la indefinición de sus propiedades ubicadas entre los metales y no metales, llamados metaloides y semimetales.

MetalesLos metales son reconocidos por sus propiedades físicas, como el brillo metálico, conductividad eléctrica y térmica, la dureza, la ductibilidad y la maleabilidad. En los metales del mismo periodo es más reactivo el que tiene un número menor de electrones en su capa externa. Comparando al sodio y al aluminio, que se encuentran en el periodo dos, el sodio es más reactivo porque tiene un electrón de valencia y el aluminio tiene tres, pues es más fácil ceder un electrón que dos o más. El 80 % de los elementos se clasifican como metales.

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PERIODOS

GRUPOS

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No metalesSon elementos que tienden a ganar electrones para completar su capa externa (capa de valencia) con ocho y, así, lograr una configuración estable de gas noble. Son más reactivos los de menor número atómico, porque en este caso la distancia entre el núcleo y los electrones de su última órbita es menor y, por lo tanto, la fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones de otros elementos es mayor. Así en el grupo de los halógenos, el más reactivo es el flúor, con número atómico 9, y el menos reactivo es el yodo, con número atómico 53; ya que aunque los dos tienen siete electrones en su capa de valencia, los del flúor con atraídos con mayor fuerza, por estar más cerca del núcleo que los del yodo, que están en el nivel 5.

MetaloidesLos elementos boro B), silicio (Si), germano (Ge), arsénico(As), antimonio (Sb), telurio (Te) y polonio (Po), que se encuentran abajo y arriba de la línea en escalera que divide a los metales de los no metales, se denominan metaloides porque sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales; por ejemplo, conducen la corriente eléctrica, pero no al grado de los metales.

PeriodosLa tabla periódica se encuentra conformada por siete periodos, ordenados horizontalmente del 1 al 7. Estos números corresponden a los niveles de energía del átomo, donde se encuentran ubicados los electrones. A los tres primeros se les denomina periodos cortos, y a los cuatro restantes periodos largos. El número de periodo donde se encuentre ubicado un elemento indica el nivel máximo de energía en el que el átomo de ese elemento tendrá electrones; por ejemplo, el fierro está ubicado en el periodo 4, que es el nivel máximo de energía en el que tiene electrones.

Grupos o familiasConjunto de elementos que tienen propiedades químicas muy similares. Están colocados en columnas verticales y se identifican con números romanos del I al VII. Se encuentran divididos en grupos A y B. A los elementos de los grupos A, del 1 al VIIA, se les llama elementos representativos, y a los de los grupos B, elementos de transición. A continuación haremos una descripción breve de cada uno de ellos.Grupo 1A Los elementos que pertenecen a este grupo son conocidos como metales alcalinos. Todos son suaves y brillantes (exceptuando al hidrógeno, que es un no metal) muy reactivos con el aire y el agua; por ello, no se encuentran libres en la naturaleza y cuando se logran aislar, para evitar que reaccionen, se deben conservar sumergidos en ciertos líquidos, como por ejemplo aceite o éter de petróleo. Reaccionan con los elementos del grupo VIIA, formando compuesto iónicos.Su configuración electrónica exterior es (ns1), tienden a perder este electrón y quedar con un número de oxidación de + 1. Estos metales son los más electropositivos. El francio, que es el último elemento de este grupo, es radiactivo.

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En la tabla periódica se coloca al hidrógeno en este grupo debido al único electrón que posee; es un elemento gaseoso y sus propiedades no son las mismas que las del resto de los metales alcalinos.Grupo IIAEstos elementos presentan ciertas propiedades similares a los metales alcalinos, pero son un poco menos reactivos que ellos y se les conoce como metales alcalino-térreos. Con el oxígeno del aire forman óxidos, y reaccionan con los elementos del grupo VIIA (halógenos) formando sales.Tienen completo su orbital s en su capa externa (ns2) y tienden a perder estos electrones tomando la configuración del gas noble que les antecede; por ello, su número de oxidación es de +2.La reactividad de estos metales aumentan al desplazarse de arriba hacia abajo en el grupo; por ejemplo, el berilio y el magnesio reaccionan con el oxígeno formando óxidos sólo a temperaturas elevadas, mientras que el calcio, el estroncio y el bario lo hacen a temperatura ambiente. El radio, al igual que el francio, del grupo anterior, es un elemento radiactivo.Grupo IIIAEste grupo está formado por el boro, el aluminio, el galio, el indio y el talio. El boro e un metaloide, y de los cuatro elementos metálicos restantes, tal vez el más importante por sus propiedades y abundancia es el aluminio, el cual, al combinarse con el oxígeno, forma una cubierta que impide cualquier reacción posterior; por ello, este metal es empleado en la elaboración de artículos y materiales estructurales.La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np1). Estos elementos forman también compuestos moleculares, que son característicos de los no metales; esto se explica por la configuración electrónica que presentan y por su ubicación en la tabla, ya que al desplazarse de izquierda a derecha en la tabla periódica, el carácter metálico de los elementos representativos empieza a perderse gradualmente.Grupo IVAEl carbono es un no metal y es el elemento que encabeza este grupo, al que también se le conoce como familia del carbono; los dos elementos siguientes, el silicio y el germanio, son metaloides; estos tres primeros elementos forman compuestos de carácter covalente. El estaño y el plomo, elementos que finalizan este grupo, son metales.La configuración electrónica externa de los elementos de este grupo es (ns2np2). La tendencia que presentan en la disminución de los puntos de fusión y ebullición, del silicio hasta el plomo, indica que el carácter metálico de los elementos de este grupo va en aumento.Grupo VAEste grupo se conoce como familia del nitrógeno. Esta compuesto por el nitrógeno y el fósforo, que son no metales, el arsénico y el antimonio, que son metaloides, y por el bismuto que es un metal.La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np3)Grupo VI AFormado por la familia del oxigeno y esta constituido por oxigeno, azufre y selenio que son no metales; así como telurio y polonio, que son metaloides. La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np4). Tienen la tendencia a aceptar electrones para completar su última capa y formar compuestos iónicos con muchos metales.

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Grupo VIIAAsí como los metales alcalinos, los elementos del grupo VII A o halógenos muestran gran similitud química entre ellos. Los elementos de este grupo son no metales y existen como moléculas diatómicas en su estado elemental. Los halógenos son elementos muy reactivos a temperatura ambiente. La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np5) y tienden a ganar un electrón para completar su ultima capa. Por su alta reactividad no se encuentran en estado puro en la naturaleza; a los aniones que forman al ganar un electrón se les conoce como halogenuros o haluros.Grupo VIII A o grupo ceroEn este grupo se encuentran los gases nobles: helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón, tienen su ultima capa electrónica completa (ns2np6); por ello, su tendencia a combinarse entre ellos o con otros elementos es poca o casi nula

Grupos BA los elementos que pertenecen a los grupos B en la tabla periódica; se les conoce como elementos de transición; un elemento de transición es aquel que tiene parcialmente ocupado un orbital d o f. Se encuentran ubicados en los periodos 4, 5, 6 y 7; los del periodo 6 comprenden la serie de los lantánidos, y los del periodo 7 a la de los actínidos; a estas dos series se les conoce como elementos de transición interna. Para los elementos de transición del bloque d, los átomos pueden tener entre uno y nueve electrones en dicho orbital. Cuando un orbital d se encuentra lleno, el elemento deja de ser de transición. Todos los elementos de transición son metales de gran importancia a nivel industrial por tener altos puntos de fusión y buenas propiedades mecánicas.BloquesEsta distribución de los elementos se basa en la configuración electrónica de cada uno; de esta forma, están agrupados en cuatro bloques: s, p, d y f.

Bloques s-p: a este bloque pertenecen los elementos que se encuentran en los grupos IA al VIII A. También se les conoce como representativos, debido a que en cada grupo se encuentran elementos cuya configuración electrónica en la capa externa es similar, teniendo por lo tanto, propiedades químicas parecidas. Los elementos ubicados en el bloque s son metales y los del bloque p que se encuentran arriba de los metaloides, son no metales; en este ultimo se incluyen los gases nobles, los cuales presentan su ultimo nivel energético lleno (con ocho electrones)

Bloques d-f: Este bloque esta formado por los elementos de transición. En comparación con los representativos, la progresión de sus propiedades químicas es menos notoria, lo cual los convierte en un grupo muy homogéneo. El concepto de elementos de transición está relacionado con la adición progresiva de electrones a los subniveles de de los átomos.Estos bloques comprenden los grupos IB al VIIIB. Son los elementos que tienen incompletos los orbitales d o f, dividiéndose en dos categorías: los del bloque d o elementos de transición principal y los del bloque f o elementos de transición interna.Elementos de transición principal (bloque d). Como se dijo anteriormente, los elementos del grupo B (excepto IIB, ya que presentan su orbital nd lleno) se denominan elementos o metales de transición d,

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considerados así, porque son la transición entre elementos alcalinos (izquierda de la tabla) y los formadores de ácidos (de la derecha de la tabla). Se caracterizan porque su configuración electrónica externa se construye llenando gradualmente el orbital nd.La primera serie de transición involucra los elementos del escandio (Sc21) al cobre (Cu29), y la segunda del itrio (Y39) a la plata (Ag47).La tercera, del lantano (La57), al oro (Au79). Estudiando este bloque, podemos observar una irregularidad en la clasificación de sus elementos, debido a que, después del lantano (La), se separan 14 elementos, los lantánidos, por sus diferentes propiedades químicas.En la cuarta serie de transición también se observa la misma irregularidad que en la tercera, ya que después del Actinio (Ac) se separan otros 14 elementos, los actínidos, también por sus diferencias en propiedades químicas. Se puede apreciar que en esta cuarta serie están los elementos kurchatovio(Ku) y hannio (Ha), así como nuevos elementos que no han sido caracterizados completamente.

Elementos de transición interna (bloque f). Estos elementos comprenden los lantánidos del sexto periodo, que inicia con el cerio (Ce) y termina con el lutecio (Lu), y los actínidos del séptimo periodo, que inicia con el Torio (Th) y termina con el Laurencio (lw). Fueron separados del bloque anterior por no coincidir con sus propiedades. A esta serie de elementos también se les conoce como tierras raras.Los lantánidos se caracterizan por ir llenando gradualmente su orbital 4f y los actínidos el 5f.

Propiedades periódicas de los elementosGeneralidades sobre las propiedades periódicasLa clasificación de los elementos en la tabla periódica se realizó a partir del aumento gradual de número atómico y de la relación existente en sus propiedades periódicas, es decir aquellas que varían siguiendo un orden.

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Masa atómica (uma): Cada elemento tiene una masa diferente a la del resto de los elementos, que incluso en el caso de los elementos más pesados es menor que kg. Obviamente resulta más cómodo establecer una unidad que nos permita expresar la masa de los elementos con valores más significativos y manejables. Actualmente se define la unidad de masa atómica (uma) como

de la masa del 12C. La masa atómica relativa, también llamada peso atómico, de un elemento

es la relación entre su masa y la unidad de masa atómica.El valor que asignamos a la masa atómica de un elemento es la media ponderada de las masas atómicas de todos sus isótopos teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos.

Radio atómico: El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. En los grupos, el radio atómico aumenta con el número atómico, es decir hacia abajo. En los periodos disminuye al aumentar Z, hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.

Radio iónico: Distancia que hay del núcleo atómico al electrón más alejado del ión. Cuando un átomo gana o pierde electrones forma iones. Cuando los gana forma iones con carga negativa llamados aniones, éstos tienen un radio iónico mayor que el radio atómico del elemento del que provienen; por ejemplo, el tamaño del ión O2 -es mayor que el átomo del oxígeno, ya que ambos tienen la misma carga nuclear (número de protones), pero el ión O2 -, al tener dos electrones más, ocasiona que la fuerza de repulsión aumente y esos electrones estén más alejados del núcleo, por lo que el tamaño del radio iónico es mayor. Por otro lado, el átomo, al perder electrones, forma iones con carga positiva llamados cationes. Éstos tienen un radio iónico menor que el radio del átomo del que provienen. Por ejemplo el radio iónico del Ca2+ es menor que el radio del átomo de calcio, ya que la carga nuclear es la misma en ambos casos, pero el ión Ca2+ tiene dos electrones menos, por lo que la fuerza de repulsión de los electrones restantes es menor y son atraídos más hacia el núcleo, ocasionando que el radio iónico sea menor. En cualquier grupo de la tabla periódica, al ir de la parte superior a la inferior, el radio iónico de los elementos va en aumento, ya que de un elemento a otro aumenta un nivel de energía y el tamaño del ión es mayor. Para analizar el tamaño del radio iónico a lo largo de un periodo, es importante conocer cuántos electrones ganan o pierden los átomos y la carga nuclear, ya que esto determinará el tamaño del ión.

Energía de ionización: La energía de ionización, también llamada potencial de ionización, es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido.

Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón libre y se convierte en un ión mononegativo

Electronegatividad: la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. La electronegatividad de un elemento depende de su estado de oxidación y, por lo tanto, no es una propiedad atómica invariable. Esto significa que un mismo elemento puede presentar distintas electronegatividades dependiendo del tipo de molécula en la que se encuentre.

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Valencia y número de oxidación de los elementosLa valencia de un elemento en un compuesto hace referencia solo al número de electrones que de ese elemento participan en el o los enlaces. El número de oxidación es un número entero positivo o negativo que indica la capacidad de combinación de los elementos (denota el comportamiento de los electrones). Si el signo es positivo, el elemento pierde electrones y si es negativo los gana.Reglas generales para determinar los números de oxidación de los átomos en los compuestos o iones: 1. El número de oxidación de un elemento sin combinar es cero. Ejemplo:

2. El número de oxidación del Hidrógeno en la mayoría de los compuestos es +1 (), excepto en los hidruros, donde su número de oxidación es -1 (

).3. El numero de oxidación del Oxígeno en los compuestos generalmente es de -2 (

), excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es -1 (

).4. En los elementos de los grupos A el numero de oxidación corresponde a su número de grupo

(grupo IA, +1, Grupo IIA, +2, etc.)5. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos que integran la formula de un

compuesto es igual a cero.

Ejemplos:

6. El número de oxidación de un ion es igual a su carga iónica.

Ejemplos:

Para un ion poliatómico, su carga iónica debe ser igual a la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que lo componen.

Ejemplos: =+6+4(-2)=-2 =+5+3(-2)=-1

7. En los compuestos binarios, el número de oxidación negativo se le asigna al elemento más electronegativo.Ejemplo: en el cloruro de potasio el elemento más electronegativo es el cloro por lo que se le asigna un número de oxidación negativo. ( )

Determinar los números de oxidación de los elementos en los siguientes compuestos o iones:

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