UNIDAD 3 - Laura Salazar

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Química General Unidad 3 
Ing. Civil – Ing Eléctrica 
 
Ing. Silvia Stancich 1 
UNIDAD DIDACTICA 3: ESTRUCTURA DE LA MATERIA 
 
Contenidos conceptuales: Materia y electricidad. Descubrimiento del electrón: descarga en gases. 
Producción de rayos catódicos. Rayos canales. Rayos X y ondas electromagnéticas. Primer modelo 
atómico. Radioactividad. Experiencia de Rutherford. Espectroscopia. Modelo atómico Bohr. Tabla 
periódica: relación entre la estructura atómica y la tabla periódica.- Gases inertes y su estructura 
electrónica.- Concepto de ión.- Teoría del octeto electrónico. Radio atómico. Potencial de ionización. 
Electronegatividad. Núcleo atómico. Isótopos. Modelo atómico actual. Fuerzas intermoleculares: 
ENLACES QUIMICOS. Energía de enlace. Enlace iónico. Enlace covalente y orbitales moleculares. 
Polaridad del enlace. Enlace covalente coordinado o dativo. Fuerzas de enlaces intermoleculares. 
Enlaces metálicos. 
 
Descubrimiento de la estructura atómica 
Producción de rayos catódicos 
A mediados del siglo XIX, los científicos comenzaron a estudiar las descargas eléctricas 
a través de tubos a los que se les había extraído, por bombeo, casi todo el aire (vacío parcial). 
Un alto voltaje produce radiación dentro del tubo. Los rayos parten del electrodo negativo 
denominado cátodo y por ello fueron denominados rayos catódicos. Sir William Crookes fue el 
científico británico que inventó el tubo de rayos catódicos. 
 
Recién hacia finales del siglo XIX, Thomson demostró que los rayos catódicos se 
desviaban en un campo eléctrico. 
En un tubo de rayos catódicos los 
electrones se desplazan desde el 
electrodo negativo (cátodo) hacia el 
electrodo positivo (ánodo) 
 
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En la figura vemos un esquema de un tubo de rayos catódicos a los cuales se les ha 
aplicado un campo eléctrico, observándose que los rayos se desvían hacia la placa positiva. 
En algunos experimentos se colocaron, por fuera del tubo de rayos catódicos, dos 
placas cargadas eléctricamente y un electroimán. Cuando se conecta el campo magnético y el 
campo eléctrico permanece desconectado, los rayos catódicos alcanzan el punto A del tubo. 
Cuando está conectado solamente el campo eléctrico, los rayos llegan al punto C. Cuando 
tanto el campo magnético como el eléctrico están desconectados, o bien cuando ambos están 
conectados pero se balancean de forma que se cancelan mutuamente, los rayos alcanzan el 
punto B. De acuerdo a la teoría electromagnética, un cuerpo cargado, en movimiento, se 
comporta como un imán y puede interactuar con los campos magnéticos y eléctricos que 
atraviesa. Debido a que los rayos catódicos son atraídos por la placa con carga positiva y 
repelidos por la placa con carga negativa, deben consistir en partículas con carga negativa. 
Actualmente, estas partículas con carga negativa se conocen como electrones. 
 
Thomson utilizó un tubo de rayos catódicos y su conocimiento de la teoría 
electromagnética para determinar la relación entre la carga eléctrica y la masa del electrón. El 
número que obtuvo fue: 
gC
m
e
/10.76,1 8 
Dónde C es la carga expresada en Coulombs. 
 
Experiencia de Millikan: carga del electrón 
Más tarde Millikan logró medir la carga del electrón analizando el movimiento de 
minúsculas gotas de aceite que adquirían carga estática a partir de los iones del aire. 
Millikan utilizó un aparato en el que diminutas gotas de aceite procedentes de un 
pulverizador son rociadas en la región que está encima de una de las placas metálicas 
circulares E' y E (Ver figura), vista en sección transversal. La placa superior está perforada por 
un diminuto orificio P, a través del cual, ocasionalmente, una gota de aceite caerá desde la 
nebulización. El aire entre las placas es ionizado por una fuente de rayos X, estas partículas 
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ionizadas se adhieren a la gota de aceite. Una vez entre las placas, dicha gota es iluminada por 
una lámpara de arco situada lateralmente, observándose su movimiento por medio de un 
microscopio de poca potencia enfocado al centro de las placas. El experimento consistió en 
medir velocidades de caída o de ascenso de la gota, en ausencia de campo eléctrico o 
aplicando diferentes intensidades de campo eléctrico. Los valores de carga obtenidos fueron 
múltiplos de 1,6 x 10-19 Coulombios, por lo cual dedujo que esa era la carga de un electrón, ya 
que podían adherirse a la gota de aceite uno o más de ellos. Así el valor de la carga del 
electrón determinado por Millikan fue de: 
Ce 1910.6,1  
A partir de la cual fue posible determinar la masa del electrón: 
g9,10x10
C/g1,76x10
1,6x10
C/g1,76x10
edelcarga 28
8
-19
8



C
m 
 
Esquema del experimento de Millikan 
 
Rayos canales. Modelo atómico de Thomson 
En 1886 el científico 
alemán Goldstein llevó a cabo 
experimentos con un tubo de 
rayos catódicos modificado cuyo 
cátodo era un disco metálico 
lleno de orificios. 
Con este aparato, 
Goldstein observó no sólo la 
corriente de electrones emitida 
por el cátodo, sino además unos 
rayos positivos (llamados rayos 
en canal) en la región situada 
detrás del cátodo. Ahora 
sabemos que estas cargas 
Tubo de rayos catódicos de Goldstein 
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positivas se forman cuando los rayos catódicos desprenden electrones de los átomos gaseosos 
neutros. Se producen partículas positivas diferentes cuando se emplean gases distintos, pero 
todas las cargas positivas son múltiplos del valor que se obtiene cuando se utiliza hidrógeno 
gaseoso. 
Ya para 1904 se habían reunido suficientes 
indicios para sugerir que sin lugar a dudas los átomos 
estaban formados por partículas más pequeñas. 
Thomson había comprobado la existencia de los 
electrones y Goldstein había demostrado que también 
se formaban partículas positivas. Thomson propuso 
entonces un modelo atómico formado por cargas 
negativas (electrones) dispersas entre un número igual 
de cargas positivas (protones). A este modelo se lo 
conoce como el ―pudín de pasas‖. El modelo de 
Thomson resultó ser incorrecto pero ofrecía una 
explicación de los hechos que se conocía hasta ese 
entonces. 
 
Radiactividad 
La desintegración o descomposición de las sustancias 
radiactivas, como el uranio, produce tres tipos de rayos diferentes, según puede observarse en 
la figura: 
 Rayos alfa (): constan de partículas cargadas positivamente, que se apartan de la placa 
cargada positivamente. Más tarde (Chadwick, 1932) se demostró que 
estas partículas constaban de dos protones y dos neutrones, o sea que 
son núcleos de átomos de Helio. 
 Rayos beta (): son electrones y se alejan de la placa cargada negativamente. 
 Rayos gamma (): son rayos de alta energía, no presentan carga y por ello no les afecta 
un campo externo. 
 
Modelo atómico de Thomson 
El “pudín de pasas” 
Deflecciones bajo efecto de un campo eléctrico de las partículas emitidas por 
una sustancia radiactiva 
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Experiencia de Rutherford 
En 1910, Ernest Rutherford, junto a otros científicos, efectuaron una serie de 
experimentos haciendo impactar rayos  en láminas muy delgadas de oro y otros metales. 
Ellos observaron que la mayoría de las partículas  atravesaban la lámina sin desviarse, o bien 
se desviaban ligeramente. De vez en cuando, algunas partículas  eran desviadas de su 
trayectoria con un gran ángulo, y ¡en algunos casos, las partículas  regresaban por la misma 
trayectoria hacia la fuente radiactiva! Éste fue el descubrimiento más asombroso ya que según 
el modelo atómico de Thomson, la carga positiva era tan difusa que se esperaría que las 
partículas  atravesaran la lámina sin desviarse o con una desviación mínima. 
Tiempo despuésRutherford pudo explicar los 
resultados del experimento 
utilizando un nuevo modelo de 
átomo, en el cual la mayor 
parte del mismo debe ser un 
espacio vacío. Esto explica 
porqué la mayoría de las 
partículas  atravesaron la 
lámina de oro sufriendo poca o 
ninguna desviación. 
Rutherford propuso que las 
cargas positivas de los átomos 
estaban concentradas en un 
denso conglomerado central 
dentro del átomo, que llamó 
núcleo. Cuando una partícula 
 pasaba cerca del núcleo, 
actuaba sobre ella una gran 
fuerza de repulsión, lo que 
originaba una gran desviación. 
Más aún, cuando una partícula 
 incidía directamente sobre el 
núcleo, experimentaba una 
repulsión tan grande que su 
trayectoria se invertía por 
completo. 
 
 
Espectroscopía 
La luz, como la que emite el sol o una bombita 
incandescente, es una forma de energía radiante. 
Cuando se hace pasar a través de un prisma la luz 
blanca, ésta se separa en un espectro continuo o 
arcoiris de colores. Los diferentes colores de la luz 
indican cantidades distintas de energía radiante. La 
luz azul contiene más energía que la luz roja de la 
misma intensidad. 
Además de la luz visible existen otras formas 
de energía radiante, como los rayos gamma, la 
radiación ultravioleta y la radiación infrarroja. Todas 
Experimento de Rutherford y colaboradores 
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estas formas de energía radiante, o radiación electromagnética, viajan por el espacio a razón 
de 3x108 m/s: la velocidad de la luz. Este tipo de radiación viaja en ondas. La distancia entre 
crestas (o cualquier otro punto equivalente) se denomina longitud de onda y se representa 
mediante la letra griega  (lambda). El número de crestas que pasan por un punto determinado 
en un segundo recibe el nombre de frecuencia, y se representa por la letra griega  (un). La 
velocidad de la onda se obtiene multiplicando la longitud de onda por la frecuencia. En el caso 
de las radiaciones electromagnéticas, la velocidad de la onda se representa por la letra c, y 
como hemos dicho tiene un valor de 3x108 m/s. 
 
 
Las radiaciones que emiten una sola longitud de onda se denominan monocromáticas. 
La mayoría de las fuentes de radiación comunes, incluidas las estrellas y las bombillas, 
producen radiación que contiene muchas longitudes de onda distintas. Si separamos en sus 
diversos componentes de longitud de onda la radiación de tales fuentes, obtenemos un 
espectro. 
 
 
 
La luz visible abarca tan sólo una pequeña fracción del espectro electromagnético total. 
Nuestros ojos perciben longitudes de onda que van desde los 400 nm (luz violeta) hasta los 
750 nm (luz roja). 
    smsm
unidadesen
smxc
//1.
:
/103. 8


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La longitud de onda y la frecuencia son magnitudes inversamente proporcionales, a 
medida que aumenta la longitud de onda disminuye la frecuencia. 
Veamos las frecuencias correspondientes a los extremos de la luz visible: 
 Para la luz violeta, de longitud de onda 400 nm = 4x10 -7 m, le corresponde una 
frecuencia que se calcula según: 
Hertzx
s
x
mx
s
mxc
c 1415
7
8
1015,711075,0
104
103
. 

 
 Para la luz rojo, cuya longitud de onda máxima es 750 nm = 7,5x10 -7 m, le 
corresponde una frecuencia: 
Hertzx
s
x
mx
s
mxc
c 1415
7
8
1041104,0
105,7
103
. 

 
Vemos entonces que la frecuencia disminuyó de 7,5x1014 Hertz hasta 4x1014 Hertz. 
Como hemos visto, la luz blanca se descompone produciendo un espectro continuo con 
frecuencias comprendidas entre 4x1014 Hertz y 7,5 x1014 Hertz. Pero no todas las fuentes de 
radiación producen un espectro continuo. 
El vapor de sodio produce una luz amarilla característica de algunos sistemas de 
alumbrado público. Otras sustancias químicas emiten luz de colores diferentes. 
Si la luz de una llama producida por el calentamiento de una sustancia química se hace 
pasar a través de un prisma, sólo se observarán líneas coloridas angostas en vez del espectro 
continuo que se observa cuando se hace pasar luz blanca por el prisma. Cada línea 
corresponde a luz de energía y frecuencia definida.. El patrón específico de líneas coloridas y 
frecuencias emitidas por cada elemento, es decir su espectro de líneas, es una propiedad 
característica del elemento. El espectro de líneas permite identificar a un elemento y se utiliza 
un instrumento denominado espectroscopio para observar este espectro. 
 
Y con respecto a la energía, veremos a continuación, que la misma es directamente 
proporcional a la frecuencia, con lo cual los rayos X y los rayos gamma son de alta energía. 
Las mediciones hechas en la última parte del siglo XIX, mostraron que la cantidad de 
energía radiante que emitía un objeto a una cierta temperatura, dependía de su longitud de 
onda. Pero las explicaciones a este fenómeno no eran satisfactorias a la luz de la física clásica. 
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La física clásica asumía que los átomos y las moléculas emitían o absorbían cualquier 
cantidad de energía radiante. El físico alemán Max Planck resolvió el problema al proponer que 
los átomos y las moléculas emitían o absorbían energía sólo en cantidades discretas, como 
pequeños paquetes. A la mínima cantidad de energía que se podía emitir o absorber en 
forma de radiación electromagnética, Planck la llamó cuanto. La energía de un solo cuanto de 
energía está dada por: 
.hE  
dónde h es la constante de Planck, cuyo valor es de 6,63x10-34 J s, y  es la frecuencia de la 
radiación. 
Según la teoría de Planck la energía siempre se emite o absorbe en múltiplos de h, por 
ejemplo h,2 h,3 h, etc.. Decimos que las energías permitidas están cuantizadas, o sea que 
sus valores están restringidos a ciertas cantidades. La revolucionaria propuesta de Planck 
resultó ser correcta y se le galardonó con el Premio Nobel de Física en 1918 por su trabajo 
sobre la teoría cuántica. 
El efecto fotoeléctrico 
Algunos años después de que Planck presentara su teoría, los científicos comenzaron a 
percibir su aplicabilidad. En 1905 A. Einstein usó la teoría cuántica de Planck para explicar el 
efecto fotoeléctrico, que se ilustra en la figura. Se había observado que la incidencia de luz 
sobre una superficie metálica limpia hace que la superficie emita electrones. Para cada metal 
hay una frecuencia mínima de luz por debajo de la cual no se emiten electrones. 
Para explicar el fenómeno fotoeléctrico Einstein supuso que la energía radiante que 
incidía sobre la superficie metálica es una corriente de diminutos paquetes de energía. Cada 
paquete de energía se comporta como una pequeñísima partícula de luz y se denomina fotón. 
Extendiendo la teoría cuántica de Planck, Einstein dedujo que cada fotón debía tener una 
energía proporcional a la frecuencia de la luz E = h.. Así, también la energía radiante está 
cuantizada. 
Sin embargo, la teoría de Einstein de la luz presenta un dilema ¿es la luz una onda o se 
compone de partículas? Hasta la fecha la única forma de resolver el dilema es considerar que 
la luz posee propiedades tanto de onda como partículas. Se considera así la naturaleza onda-
corpuscular de la luz. 
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Modelo de Bohr del átomo de hidrógeno 
El trabajo de Planck y Einstein preparó el camino para entender la forma en que los 
electrones están dispuestos en los átomos. 
Después de que Rutherford descubriera la naturaleza nuclear del átomo los científicos 
pensaron en el átomo como un ―sistema solar microscópico‖, en el que los electrones giraban 
alrededor del núcleo. Partiendo de esta idea y con el objeto de explicar el espectro del 
hidrógeno (el más sencillo de todos) el físico Danés Neils Bohr supuso que los electrones se 
mueven alrededor del núcleoen órbitas circulares. 
El tratamiento de Bohr es muy 
complejo y no se considera correcto en 
todos sus detalles. Aquí sólo nos 
concentraremos en los planteamientos 
importantes y en los resultados finales que 
explican la posición de las líneas 
espectrales. 
Bohr demostró que el electrón podía 
girar alrededor del núcleo sólo en órbitas 
con ciertos radios específicos. Dado que 
cada órbita tiene una energía particular, las 
energías asociadas al movimiento del 
electrón en las órbitas permitidas deberían 
tener un valor fijo, es decir, estar 
cuantizadas. Bohr suponía que la emisión 
de radiación por un átomo de hidrógeno 
energizado se debía a la caída del electrón 
desde una órbita de mayor energía a otra 
de menor energía, y esto originaba un 
cuanto de energía (un fotón) en forma de luz. 
Modelo atómico de Bohr 
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Las órbitas se identifican con la letra n. El valor de n puede ser de 1 a infinito: n = 1, 2, 3, 
4, ….. . La más cercana al núcleo posee el número 1. 
Según esta teoría un electrón necesita absorber una cantidad de energía igual a un fotón 
para pasar a la órbita siguiente, transformándose en un átomo excitado, y cuando retorna a la 
órbita inmediata anterior emite una cantidad de energía igual a un fotón. 
El modelo de átomo de Bohr fue muy importante porque introdujo la idea de estados 
energéticos cuantizados. Sin embargo,el modelo de Bohr sólo era adecuado para explicar 
átomos e iones con un solo electrón, no podía explicar los espectros atómicos de otros átomos 
e iones. 
 
El principio de incertidumbre 
Para describir el problema que significa localizar una partícula 
subatómica, Heisenberg formuló una teoría que ahora se conoce 
como principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible 
conocer con certeza el momento p (masa por velocidad) y la 
posición de una partícula simultáneamente. 
Se reconoce el comportamiento ondulatorio del electrón. 
El físico Shrödinger propuso una ecuación matemática que 
incorpora los comportamientos tanto ondulatorio como corpúscular 
del electrón. A través de estas ecuaciones se puede determinar la densidad electrónica, es 
decir en zonas de alta densidad electrónica es posible que se halle un electrón. Se define 
entonces como orbital a una zona del espacio dónde es posible encontrar un electrón. 
Podemos entonces ejemplificar la evolución de los modelos atómicos con la siguiente 
figura: 
 
 
 
 
Densidad electrónica 
en un átomo de H 
Schrödinger (1926) 
(modelo de nube de 
electrones) 
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Modelo atómico actual: Orbitales y números cuánticos 
El modelo de Bohr introdujo un solo número cuántico, n, para describir una órbita. El 
modelo de mecánica cuántica emplea tres números cuánticos para describir un orbital. Un 
cuarto número cuántico fue definido más tarde. Consideramos a cada uno de ellos: 
1. Número cuántico principal, n, tiene valores enteros de 1, 2, 3, 4, etc. En el átomo de 
hidrógeno, el valor de n define la energía de un orbital. Sin embargo, esto no se aplica para 
átomos polielectrónicos, como se verá más adelante. El número cuántico principal también 
está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo. Cuanto mayor es el valor 
de ―n‖, mayor es la distancia promedio del electrón al núcleo, y en consecuencia, el orbital 
al que pertenece el electrón es más grande y por ende menos estable. 
2. Número cuántico del momento angular, l, define la forma del orbital. El valor de ―l‖ para 
un dado orbital se identifica con las letras s, p, d, y f. Comunmente denominamos a éste 
número cuántico como subnivel. 
3. Número cuántico magnético, m, describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro 
de cada subnivel hay un número de orientaciones 
Cada nivel posee una cantidad determinada de subniveles, según se indica en la 
siguiente tabla: 
Nivel Subniveles 
1 s 
2 s p 
3 s p d 
4 s p d f 
5 s p d f 
6 s p d f 
7 s p d f 
 
Dentro de cada subnivel hay diferentes orientaciones, y para cada orientación hay un 
orbital, según la siguiente tabla: 
 
Subnivel Cantidad de orientaciones = 
número de orbitales 
Designación de los orbitales 
s 1 No hay distinción, es sólo una 
p 3 px, py, pz 
d 5 d1, d2, d3, d4, d5 
f 7 f1, f2, f3, f4, f5, f6, f7 
 
Se ilustran a continuación los subniveles (subshell) s, p y d. 
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Orbitales correspondientes al tercer nivel 
Otra forma de representar a los orbitales, en este caso sin respetar la forma de los 
mismos, es a través de pequeños rectángulos, cada uno de los cuales representa un orbital: 
 
4. Número cuántico de spin del electrón, ms, explica el comportamiento magnético del 
electrón. Según la teoría 
electromagnética, cuando gira 
una carga se genera un campo 
magnético, y este movimiento 
es el responsable de que el 
electrón se comporte como un 
imán. La Figura muestra los dos 
posibles giros del electrón. 
En los átomos polielectrónicos, 
la energía de los electrones no es la misma para un mismo nivel. Dentro de cada nivel, la 
energía aumenta en el orden s  p  d  f. Los electrones resultan atraídos por los protones 
del núcleo. En los átomos con muchos electrones, es sabido que los electrones más cercanos 
al núcleo ejercen un efecto de pantalla con respecto a los demás. Esto altera en alguna medida 
los niveles energéticos de los electrones, así podemos observar que los electrones que 
pertenecen al orbital 4s, poseen menor energía que los que pertenecen a los orbitales 3d. 
 
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Los electrones en los átomos ocupan siempre los subniveles vacíos de menor energía, 
por ese motivo el subnivel 4s se ocupa primero que el 3d. En general el llenado de los 
subniveles podemos memorizarlo según el siguiente diagrama de Möeller, también llamado 
―diagrama de lluvia‖: 
 
 
 
 
Principio de exclusión de Pauli 
El principio de exclusión de Pauli establece que en un átomo no puede haber dos 
electrones que tengan el mismo conjunto de números cuánticos. Cada orbital puede ser 
ocupado al máximo por dos electrones, pero según este principio deben tener spin diferente, es 
decir giran sobre su eje en sentidos contrarios. 
Niveles energéticos crecientes de niveles y subniveles 
 
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Regla de Hund o principio de máxima multiplicidad 
La Regla de HUnd establece que los electrones ocuparán orbitales individualmente 
hasta dónde sea posible. 
Tabla Periódica y configuración electrónica 
Las configuraciones electrónicas de los elementos están relacionadas con su posición en 
la Tabla Periódica, la cual está estructurada de modo que los elementos que poseen el mismo 
patrón de configuración de los electrones en la capa exterior estén dispuestos en columnas. 
Las columnas corresponden a los Grupos y las filas a los Períodos o niveles. 
Los Grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 contienen elementos que están completando los 
subniveles s, y p, y son los denominados elementos representativos (en color verde en la 
Figura). 
Los Grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 y 12 contienen los elementos que están completando 
un subnivel d, y son los denominados elementos de transicisión (en color amarillo en la Figura). 
En la parte inferior de la Tabla aparecen los elementos de transición interna que 
completan orbitales f. 
En el Grupo 18 (en algunas Tablas aparece como Grupo VIIIA) se hallan los gases, 
nobles, raros o inertes, los cuales poseen 8 electrones en su último nivel, ecepto el Helio que 
posee sólo 2. 
 
Propiedades periódicas de los elementos 
En la TablaPeriódica que conocemos actualmente, establecida por Mendeleev, los 
elementos se ordenan según el número atómico creciente. Las propiedades de dichos 
elementos varían según nos movemos hacia la derecha en una fila o hacia abajo en una 
columna. 
A continuación analizaremos tres de estas propiedades: radio atómico, potencial de 
ionización y electronegatividad. 
 
Radio atómico 
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Analizando las densidades electrónicas radiales en gases nobles, los científicos han 
hallado que en el caso del Neón el primer nivel de electrones se halla mucho más cerca del 
núcleo que en el caso del Helio. 
Veamos, el Helio posee sólo 2 electrones en el primer nivel, mientras que el Neón posee 
2 electrones en el primer nivel y 8 en el segundo. A su vez el He posee 2 protones en su núcleo 
mientras que el Neón posee 10 protones. Por ello los 2 electrones de la primera capa del Neón 
son atraídos hacia el centro por una carga positiva mucho mayor que en el caso del Helio, esto 
explica el hecho que dicha capa se halle más próxima al centro. Se ha encontrado asimismo, 
que la capa 1s del Argón está más próxima al núcleo que en el caso del Neón, por la misma 
razón antedicha. 
Una consecuencia del modelo de la mecánica cuántica es que un átomo no tiene una 
frontera bien definida. No obstante los científicos se han valido de diversos métodos para 
estimar el radio atómico. Uno de los métodos más sencillos consiste en medir la distancia que 
separa a dos átomos adyacentes de la misma especie y dividir por dos. 
Por ejemplo, la distancia entre dos átomos de Fe es de 2,48 por consiguiente podemos 
imaginar al átomo de Fe como una esfera de radio 1,24 Å. 
Los radios atómicos nos permiten predecir las longitudes de los enlaces con bastante 
aproximación. La longitud de enlace C—C es de 1,54 Å, lo que implica un radio de 0,77 Å. En 
el caso de la molécula de Cl2 el enlace Cl—Cl es de 1,99 Å, por lo que se asigna un radio de 
0,99 Å al Cl. En el compuesto CCl4 la longitud de enlace es de 1,77 Å, muy cercana a la suma 
(0,77 Å+0,99 Å) de los radios atómicos del C y del Cl. 
 
 
En la Figura vemos una Tabla Periódica simplificada en la cual se indican los sentidos de 
crecimiento o decrecimiento del radio atómico, las cuales se resumen según: 
1) Dentro de cada columna (Grupo) el número tiende a aumentar conforme bajamos 
por la columna. 
2) Dentro de cada fila (Período) el radio atómico tiende a disminuir conforme nos 
movemos de izquierda a derecha. 
Al aumentar el número cuántico principal (de arriba hacia abajo en cada Grupo) aumenta 
el tamaño del orbital. 
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Al movernos horizontalmente, el número de electrones internos no cambia, mientras que 
la carga nuclear aumenta, eso genera una contracción de las capas (o niveles) internos. Los 
electrones externos, que balancean los protones, se ubican entonces en posiciones más 
cercanas al núcleo. 
 
Potencial de ionización 
El potencial de ionización o energía de ionización es la energía mínima (en KJ/mol) 
necesaria para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. 
En otras palabras, la energía de ionización es la energía en Kilojoules necesaria para quitar un 
mol de electrones a 1 mol de átomos en estado gaseoso. En dicha definición se especifica el 
estado gaseoso de los átomos porque en un átomo en estado gaseoso no hay influencia de los 
átomos vecinos y no existen fuerzas intermoleculares (es decir fuerzas entre las moléculas) 
que deban tomarse en cuenta al realizar la medición de la energía de ionización. 
 
En la Figura vemos la energía de ionización medida en eV(1).La magnitud de la energía de 
ionización es una medida de qué tan ―fuertemente‖ se encuentra unido el electrón al átomo. 
Cuanto mayor es la energía de ionización es más difícil quitar el electrón. Para los átomos 
polielectrónicos, la cantidad de energía requerida para quitar el primer electrón del átomo en su 
estado fundamental, se denomina primera energía de ionización. 
La segunda energía de ionización 
es la energía necesaria para quitar el 
segundo electrón. Las energías de 
ionización aumentan a medida que se 
eliminan electrones sucesivos. Salvo por 
algunas irregularidades, la primera energía 
de ionización de los elementos de un 
período aumenta a medida que aumenta el 
número atómico. Esta tendencia se debe al 
aumento de la carga nuclear efectiva (carga 
del núcleo – carga de los electrones del 
período anterior) de izquierda a derecha 
(como en el caso de la variacion de los radios atómicos). Una mayor carga nuclear efectiva 
significa que el electrón externo es atraído con más fuerza y por tanto la primera energía de 
ionización es mayor. Una característica importante que se puede observar en la Figura son los 
picos máximos, que corresponden a los gases nobles. La elevada energía de ionización de los 
Aumento de la primera energía de 
ionización 
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gases nobles, originada por su configuración electrónica estable en el estado fundamental, 
explica el hecho de que la mayoría de ellos son químicamente inertes. El Helio (1s2) tiene la 
primera energía de ionización más elevada entre todos los elementos. 
Las tendencias que se observan en la Tabla Periódica se pueden resumir: 
1) Dentro de cada período (fila), la energía de ionización aumenta al aumentar el número 
atómico (de izquierda a derecha), los metales alcalinos poseen la energía de ionización 
más baja, y los gases nobles la más alta. 
2) Dentro de cada grupo (columna) la energía de ionización disminuye al aumentar el número 
atómico (de arriba hacia abajo). Al hallarse más alejado del núcleo es más fácil extraer el 
electrón más externo. 
3) Los elementos representativos muestran una variedad más grande de valores de la energía 
de ionización que los metales de transición. 
 
Afinidad electrónica 
La mayor parte de los átomos puede ganar electrones para formar iones con carga 
negativa. El cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo gaseoso 
se denomina afinidad electrónica porque mide la atracción, o afinidad, del átomo por el 
electrón añadido. En casi todos los casos se libera energía cuando se añade un electrón. 
Por ejemplo: 
 Cl(g) + ē Cl
- E = -349 KJ/mol 
El signo negativo en E indica que se libera energía. La afinidad electrónica, entonces, 
mide la facilidad con que un átomo gana un electrón. 
 
Electronegatividad 
Definimos la electronegatividad como la capacidad de un átomo en una molécula para 
atraer electrones hacia sí mismo. Cuanto mayor sea la electronegatividad mayor será la 
capacidad para atraer electrones. 
El Flúor es el elemento más electronegativo, con una electronegatividad de 4,0. El 
elemento menos electronegativo es el Cesio con una electronegatividad de 0,7. 
Dentro de cada período hay una tendencia al aumento de la electronegatividad de 
izquierda a derecha, es decir, aumenta de los elementos más metálicos a los más no 
metálicos. En cada grupo la electronegatividad disminuye al aumentar el número atómico, es 
decir de arriba hacia abajo. 
Aumento de la electronegatividad 
 
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Enlaces químicos 
 
Teoría del Octeto 
 
Los elementos pertenecientes al Grupo VIII, llamados gases raros, inertes o nobles, 
tienen reactividad nula, o casi nula, es decir no se combinan con otros elementos. 
Observando la configuración electrónica de estos elementos se observa que todos ellos, 
excepto el Helio, poseen 8 electrones en la última órbita. El Helio posee electrones solamente 
en el primer nivel, y éste no admite más que 2 electrones. 
Se infiere, por lo tanto, que esta configuración electrónica confiere estabilidad al átomo. 
Todoslos demás elementos tenderán a adquirir la configuración electrónica del gas noble más 
próximo. Esto se logra cediendo, tomando o compartiendo electrones entre átomos. 
Hay muchas excepciones a la regla del octeto pero ofrece un marco de referencia útil 
para introducir muchos conceptos de enlace importantes. 
 
 
TIPOS DE UNIONES: 
 
Unión iónica o electrovalente 
 
Se produce entre elementos con gran diferencia de electronegatividad. Vamos a 
considerar que la diferencia de electronegatividad debe ser 1,7 o mayor. Y si bien hay 
excepciones, en general, los Metales, menos electronegativos ceden electrones, 
transformándose en cationes, o sea partículas con carga positiva. Mientras que los No Metales 
toman o ganan electrones, dando aniones, o iones negativos. La unión se produce luego por 
atracción electrostática entre los cationes y los aniones. 
 
Ejemplo: 
 
 Naº - 1 e-  Na+ (catión Sodio) 
 
e- = 11 e- = 10 
 p+= 11 p+ = 11 
 
El Sodio toma la configuración electrónica del gas noble más próximo, o sea del Neón: 
 1 s2 2 s2 2 p6 3 s1  1 s2 2 s2 2 p6 
 
 Clº + 1 e-  Cl- (anión cloruro) 
 
 e- = 17 e- = 18 
 p+ = 17 p+ = 17 
 
El Cloro toma la configuración del gas noble más próximo, o sea la del Argón: 
 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 px
2 py
2 pz
1  1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 px
2 py
2 pz
2 
El orbital pz que contenía un electrón desapareado, ahora posee dos electrones y está 
completo. 
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Cl
 
El cloruro de sodio así formado se compone de iones Na+ y Cl-, que están dispuestos en 
una matriz tridimensional, como se muestra en la Figura. La estructura de Lewis del compuesto 
formado es: 
 
Cl Na  
- 
 
En el caso de unirse Calcio y Cloro, la Estructura de 
Lewis será: 
Podemos ilustrar el enlace entre el Litio y el Flúor, y su relación con la configuración 
electrónica según el siguiente esquema: 
 
 
 
Como vemos, ambos toman la configuración electrónica del gas noble más próximo, el 
Litio toma la configuración del Helio y el Flúor toma la configuración del Neón. 
La razón principal por la que los compuestos iónicos son estables es la atracción entre 
iones con diferente carga. Esta atracción hace que los iones se junten, con lo que se libera 
energía y se logra que aquellos formen una matriz sólida o red como la que se muestra para el 
NaCl en la Figura. Una medida de la estabilización que se alcanza al disponer iones con cargas 
opuestas en un sólido está dada por la energía de red. La energía de red es la energía 
necesaria para separar totalmente un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos. A fin de 
visualizar este proceso para el caso del NaCl, imaginemos que la estructura que se muestra en 
la Figura se expande desde adentro, de modo que las distancias entre los iones aumentan 
hasta que los iones quedan muy separados. Este proceso requiere 788 KJ/mol, que es el valor 
de la energía de red: 
Cl Ca  
- 
Cationes Na+ y aniones 
Cl-, forman una red 
cristalina tridimensional 
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NaCl(s)  Na
+
(g) + Cl
-
(g) Hred = +788 KJ/mol 
La magnitud de la energía de red de un sólido depende de las cargas de los iones, sus 
tamaños y su disposición en el sólido. 
Iones de metales de transición 
Los metales de transición forman cationes con cargas 1+, 2+, o 3+ en los compuestos 
iónicos. Dado que la mayor parte de los metales de transición tiene más de tres electrones 
después de su centro de gas noble, no es factible para estos iones alcanzar la configuración de 
gas noble. La plata posee una configuración electrónica [Kr] 4d10 5s1. Al formarse Ag+, se 
pierde el electrón 5s y queda una subcapa 4d totalmente llena. En estos casos no se cumple la 
regla del octeto. 
Al formar iones, los metales de transición, pierden primero los electrones s de la capa de 
valencia, y luego tantos electrones d como son necesarios para alcanzar la carga del ión. 
Así en el caso del Fe cuya configuración electrónica es [Ar] 3d6 4s2, al formar el ión 
ferroso Fe2+, pierde los dos electrones 4s quedando con la configuración [Ar] 3d6. La 
eleiminación de un electrón adicional produce el ión Fe3+, cuya configuración electrónica es [Ar] 
3d5. 
 
Unión covalente 
 
Se produce generalmente entre elementos No Metálicos. Los dos elementos a unirse 
deben tener al menos un electrón desapareado. Los orbitales que contienen a cada uno de 
esos electrones se deforman y superponen para formar un único orbital con un par de 
electrones, cada uno de los cuales ha sido aportado por un átomo distinto. 
 
 
Unión covalente simple: 
Se produce cuando cada átomo aporta un electrón a la unión, y puede darse entre 
átomos iguales (compuestos apolares), o entre átomos distintos (compuestos polares) 
 
Átomos distintos: el compuesto es polar debido a la diferencia de electronegatividad entre ellos. 
 
Átomos iguales: el compuesto es apolar debido a que no existe diferencia de electronegatividad 
entre ellos, y por lo tanto ambos átomos atraen al par electrónico con la misma intensidad. 
 
 
Unión covalente doble: 
Se produce cuando cada átomo posee un par de electrones desapareados. La unión se 
forma con dos pares de electrones, cada uno de los cuales ha sido formado por un electrón 
proveniente de cada uno de los átomos intervinientes. 
 
 
Unión covalente triple: 
 
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En este tipo de unión cada átomo posee 3 electrones desapareados, y al unirse forman 3 
pares de electrones de unión. Un ejemplo de unión covalente triple entre átomos iguales, es la 
molécula de Nitrógeno: 
 
N N
 
 
Unión covalente coordinada o dativa 
 
Se produce también entre átomos no metálicos. Consiste en el aporte de un par 
electrónico por parte de uno solo de los átomos, mientras que el otro átomo, más 
electronegativo, utiliza ese par electrónico para completar su octeto, y no realiza ningún aporte 
de electrones para realizar la unión. Es condición indispensable, que el átomo que aporta el par 
de electrones, haya alcanzado previamente el octeto por medio de uniones covalentes 
comunes. 
Ejemplos: 
Dióxido de azufre: SO2 
 S = O 
 
 O 
 
 
 
 Estructura de Lewis Fórmula desarrollada 
 
 
Polaridad de los enlaces 
Los pares de electrones que se comparten entre dos átomos distintos por lo regular no se 
comparten en forma equitativa. Un enlace covalente es no polar cuando los electrones se 
comparten equitativamente entre los átomos (átomos iguales) o cuando en la molécula los 
momentos dipolares generados entre distintos enlaces se anulan. Recordando el concepto de 
electronegatividad podemos decir que si un átomo es más electronegativo que otro tendrá 
mayor capacidad para atraer el par electrónico generándose un diferencial de carga negativo 
en el átomo con mayor electronegatividad y un diferencial de carga positivo en el átomo menos 
electronegativo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
En el caso del CO2, el carbono posee electronegatividad igual a 2,5 mientras que el 
oxígeno tiene una electronegatividad de 3,5, y por ello atrae con mayor intensidad a los dos 
pares de electrones que conforman la unión covalente doble CO. Estas diferencias generan 
momentosdipolares opuestos que se anulan. 
Momentos bipolares opuestos 
Molécula no polar 
C OO
d+ d+ d- d- 
Átomos iguales 
Molécula no polar 
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En las moléculas polares el momento bipolar generado por la diferencia de 
electronegatividad de los átomos intervinientes en la unión no se anula, la molécula posee, 
entonces, un polo (-) y otro (+), como en el caso del agua. 
En la molécula del agua, los orbitales py y pz del oxígeno 
forman entre sí un ángulo de 90º, y ese debería ser el ángulo 
formado por ambos enlaces, pero por un efecto estérico y por la 
repulsión entre cargas del mismo signo (+) se produce una 
apertura del ángulo hasta alcanzar el valor de 104,45º. 
Las moléculas con carácter dipolar, al igual que los iones, 
pueden interaccionar con otras moléculas dipolares al atraerse 
electrostáticamente entre sí. Sin embargo, la fuerza de esta 
interacción nunca alcanzará a la de un enlace iónico (en el vacío). Podría decirse que los 
enlaces iónicos son el caso más extremo de un enlace covalente polar. 
 
Excepciones a la regla del octeto 
Como ya hemos mencionado la regla del octeto no se cumple para los metales de 
transición, pero estos no son los únicos casos de alejamiento de dicha regla. Las excepciones 
cuando se trata de enlaces covalentes pueden ser de tres tipos: 
1) Moléculas con número impar de electrones: En casi todas las moléculas el número 
de electrones es par, y hay un apareamiento completo de electrones. No obstante, en 
unas cuantas moléculas, como ClO2, NO y NO2, el número de electrones es impar y 
no es posible el apareamiento total de electrones. Por ejemplo el NO, contiene 5 + 6 = 
11 electrones en sus últimos niveles. Las dos estructuras de Lewis más importantes 
para esta molécula son: 
N O ON
d- 
d+ 
 
2) Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto: Es una situación rara y 
suele darse en compuestos del Boro. Por ejemplo en el trifluoruro de boro, BF3, el 
Boro tiene 6 electrones en su último nivel. 
3) Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto: Este grupo es más 
numeroso que los anteriores. Por ejemplo, al dibujar la estructura de Lewis del 
pentacloruro de fósforo, PCl5, nos vemos obligados a ―expandir‖ la capa de valencia y 
colocar 10 electrones alrededor del átomo de fósforo central. Esto se debe a que el 
fósforo por pertenecer al tercer nivel tiene su subnivel 3d, aún no ocupado y lo puede 
utilizar para realizar enlaces. Esta situación no se observa en elementos que 
pertenecen al segundo período, ya que en el mismo sólo existen los subniveles 2s y 
2p, y no existe el subnivel 2d. 
Fuerzas de enlaces intermoleculares 
Las intensidades de las fuerzas intermoleculares de diferentes sustancias varían 
ampliamente, pero generalmente son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes. 
Estas fuerzas también se denominan fuerzas de Van der Waals por el científico que dedujo la 
ecuación para predecir la desviación de los gases respecto del comportamiento ideal. Estas 
fuerzas de atracción pueden ser de tres tipos: 
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 Fuerzas dipolo-dipolo. 
 Fuerzas de dispersión de London. 
 Fuerzas de puente de hidrógeno. 
Fuerzas dipolo-dipolo 
Existe fuerza dipolo-dipolo entre moléculas neutras polares. 
Las moléculas polares se atraen cuando el extremo positivo de 
una de ellas está cerca del extremo negativo de la otra. 
Estas fuerzas son de origen electrostático y sólo son 
efectivas cuando las moléculas se hallan muy juntas. 
Otro tipo de fuerzas son las ión-dipolo, las cuales tienen 
importancia en las soluciones. Los iones positivos son atraídos 
por el extremo negativo del dipolo mientras que los iones 
negativos lo son hacia el extremo positivo. 
 
Fuerzas de dispersión de London 
Este es el tipo de fuerzas que existe entre moléculas no polares. Fueron estudiadas por el 
científico Fritz London en 1930, quien reconoció que el movimiento de los electrones en un 
átomo o molécula puede crear un momento dipolar instantáneo. 
A pesar de que un enlace covalente sea totalmente apolar, esto no significa que los 
electrones estén permanentemente repartidos de modo unifrome dentro de su orbital 
molecular. Es perfectamente lógico esperar que, dada la gran movilidad de los electrones, 
estos puedan quedar por un instante cargados en un lado de la molécula. En ese instante, la 
molécula adquiere carácter dipolar y esto se conoce como un dipolo instantáneo. 
Cuando dos regiones moleculares apolares se encuentran suficientemente cerca, los 
dipolos instantáneos o los dipolos débiles que aparecen en una de ellas producen un campo 
eléctrico, el cual induce, a su vez, una distribución inequitativa de los electrones en la otra, con 
dirección opuesta al dipolo que originó el desbalance. El dipolo que se genera por este método 
se conoce como un dipolo inducido. Aún cuando la duración de un dipolo instantáneo y su 
correspondiente dipolo inducido es corta, la cercanía de ambos produce que los electrones de 
los orbitales moleculares involucrados mantengan una cierta sincronía al moverse, en 
consecuencia, la carga oscila sincrónicamente manteniendo las fuerzas electroatractoras por 
tiempos más prolongados que los que podría durar un dipolo instantáneo. 
La facilidad con que la distribución de carga de una molécula puede distorsionarse por 
acción de un campo eléctrico externo es su polarizabilidad. En general, las moléculas de 
mayor tamaño tienden a tener una polarizabilidad mayor porque tienen un número mayor de 
electrones y éstos están más lejos del núcleo. Por lo tanto la intensidad de las fuerzas de 
dispersión de London tiende a aumentar al aumentar el peso molecular. 
 
Fuerzas de puente de hidrógeno 
Entre los enlaces que generan un mayor caracter dipolar, sin que necesariamente se 
llegue al estado iónico, se encuentran aquellos que son fomados por un átomo electronegativo 
y el hidrógeno. 
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Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que existe 
entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (sobre todo un enlace H—F, H—O o H—N) y 
un par de electrones no compartido en un ión o átomo electronegativo cercano. 
Por ser el átomo más 
pequeño, el único electrón en 
su capa de valencia ocupa un 
nivel cercano al núcleo y 
cuando el electrón es 
redistruibuído hacia el átomo 
electronegativo (O, N, S) el 
dipolo resultante es muy 
marcado. Adicionalmente, 
debido a su pequeño radio 
atómico el hidrógeno permite 
una mayor proximidad entre 
las moléculas. Por ello, de 
entre todas las interacciones 
electrostáticas que no 
involucran la formación de 
iones, aquellas en las que 
participa el hidrógeno son las más fuertes. 
Para que un puente de hidrógeno se forme se requiere de una molécula que posea un 
hidrógeno unido a un átomo de elevada electronegatividad y otra molécula que posea otro 
átomo electronegativo con alta densidad electrónica (es decir carga parcial negativa). Cuando 
ambas moléculas se aproximan por el hidrógeno, se genera un enlace débil denominado 
puente de hidrógeno. En un puente de hidrógeno la molécula que posee el hidrógeno que 
participa en el puente se denomina 
donadora y aquella que porta el átomo 
electronegativo complementario se 
denomina aceptora. Una misma molécula 
puede actuar como donadora y aceptora 
formando dos o más puentes de hidrógeno 
simultáneamente. Tal es el caso de las 
moléculas de agua. 
Se propone al alumno buscar en la 
bibliografía la incidencia del puente de 
hidrógeno en el agua líquida y en el hielo. 
 
Enlaces metálicos 
Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre 
cationes y los electrones de valencia) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de 
forma muy cercanaunos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes 
tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. 
En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el 
mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad 
que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la 
capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga a éste las 
propiedades eléctricas y térmicas. 
Enlace por puente de hidrógeno entre dos moléculas 
de agua 
Enlace por puente de hidrógeno entre 
moléculas de agua y de amoníaco (NH3) 
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
http://es.wikipedia.org/wiki/Cationes
http://es.wikipedia.org/wiki/Empaquetamiento_compacto_de_esferas
http://es.wikipedia.org/wiki/Electronegatividad
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Las características básicas de los elementos metálicos son producidas por la naturaleza 
del enlace metálico. Entre ellas destacan: 
1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión 
y ebullición varían notablemente. 
2. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas (esto se explica por la 
enorme movilidad de sus electrones de valencia menor). 
3. Presentan brillo metálico, por lo que son menos electronegativos. 
4. Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que 
los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una 
rotura). 
5. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor. 
6. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz 
(fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico. 
 
(1) El electronvoltio (símbolo eV), es una unidad de energía equivalente a la energía cinética que 
adquiere un electrón al ser acelerado por una diferencia de potencial en el vacío de 1 voltio. 
Dicho valor se obtiene experimentalmente por lo que no es una cantidad exacta. 1 eV = 
1,602176462 × 10
-19
 J. 
 
BIBILOGRAFÍA 
Escrito por Theodore L. Brown,Bruce E. Bursten,Julia R. Burdge 
 
 
Ejercitación: 
 
1) Obtener la configuración electrónica de los elementos que poseen Z = 5, 7, 11, 20, 26 y 
32. Aplicar la regla de Hund en el último subnivel ocupado. 
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Movilidad&action=edit&redlink=1
http://es.wikipedia.org/wiki/Efecto_fotoel%C3%A9ctrico
http://es.wikipedia.org/wiki/Unidades_de_energ%C3%ADa
http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_cin%C3%A9tica
http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Diferencia_de_potencial
http://es.wikipedia.org/wiki/Vac%C3%ADo_%28f%C3%ADsica%29
http://es.wikipedia.org/wiki/Voltio
http://es.wikipedia.org/wiki/Julio_%28unidad%29