ÁTOMO


♦ EL ATOMO, ESTRUCTURA ATÓMICA
La teoría atómica trata fundamentalmente de averiguar la constitución intima de la materia. Su evolución ha sido consecuencia de la interpretación de una serie de resultados experimentales que han sido recopilados y ensamblados a manera de rompecabezas, hasta obtener modelos lógicos que expliquen el comportamiento de la materia. Es predecible que con el avance y sofisticación de las nuevas técnicas experimentales , se obtenga cada día mas información que permita perfeccionar o modificar los modelos actuales.
♦ EL ÁTOMO
El átomo es la unidad estructural y funcional de un elemento químico. Es decir lo mínimo que puede entrar en reacción química, para los filósofos griegos, la palabra “átomo” indica sin división, sin partes. pero en la actualidad se sabe que si tiene partes.
  • El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzaron muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.
♦ Modelos atómicos
Modelo científico:
Supongamos que nos dan una caja cerrada que no nos está permitido abrir y que contiene algo en su interior. Como no la podemos abrir, tendremos que recurrir a hacer una serie de pruebas o ensayos para averiguar lo que contiene: agitarla, pesarla, Con los datos obtenidos podremos forjar una idea, una imagen mental, sobre el contenido de la caja. Por otra parte, la idea o modelo que imaginamos nos permitirá formular predicciones: si, por ejemplo, concluimos que se trata de un líquido, podremos predecir que al hacerle un agujero, tal líquido se derramará.
Una idea o teoría sobre la naturaleza de un fenómeno para explicar hechos experimentales constituye lo que en ciencias se denomina modelo científico.
Un ejemplo de modelo científico es el modelo atómico. Nadie ha visto nunca un átomo. Es más, la propia ciencia predice que nunca se podrá ver. Sin embargo, observando una serie de fenómenos en el comportamiento de la materia es posible desarrollar una serie de ideas de cómo será la estructura de la materia.
♦ NATURALEZA ELECTRICA DE LA MATERIA.
La interpretacion de resultados experimentales en los cuales se evidencia la naturaleza eléctrica de la materia han permitido la evolución de la teoría atómica. Cada una de esas experiencias se describen a continuación en forma cronológica.   
♦ Los rayos catódicos: Partículas negativas
A mediados del siglo XIX, los físicos experimentaban sobre la posibilidad de conducir la corriente electrica en el vacío. En sus experimentos utilizaban dispositivos como el que, esquemáticamente, nos muestra la imagen
El aparato consiste en un tubo de vidrio en el que se hace el vacío, extrayendo el aire mediante una bomba. En el interior del tubo hay dos placas metálicas, los electrodos, que se conectan a una fuente eléctrica. En realidad, es imposible conseguir que dentro del tubo exista un vacío perfecto. En el tubo quedan siempre restos de gas a presión muy baja, lo que se denomina un gas enrarecido. 
Al aplicar una diferencia de potencial de unos 5.000 a 10.000 voltios entre los electrodos, se lograba hacer pasar una corriente eléctrica a través del gas contenido en el tubo. Al mismo tiempo se observaban fenómenos de luminiscencia dentro del tubo, que despediría una luz más o menos intensa según el grado de vacío que hubiera en el mismo.
En este fenómeno se basan las llamadas lámparas de luminiscencia, por ejemplo, las lámparas de neón. Según el tipo de gas que se utiliza, la luz producida es de diferente color.
Cuando en el tubo se consigue un vacío muy alto, con presiones del gas de aproximadamente 0,001 mm de Hg, la luminosidad desaparece, quedando el tubo oscuro. Pero en la zona del tubo alrededor del polo positivo, el ánodo, el vidrio despide una luz verdosa tenue. Además, si se coloca un obstáculo en la zona comprendida entre los electrodos, aparece sobre la pared del tubo la sombra proyectada por el obstáculo.
La explicación que dieron los físicos a este fenómeno fue que se producía un tipo de radiación en el polo positivo, el cátodo, que se propagaba a través del tubo hacia el ánodo, y que,al chocar allí con la pared de vidrio, producía la luz observada.
En 1876, el físico alemán Eugen Goldstein (1850-1930) llamó a esta radiación rayos catódicos, ya que parecía que se formaban en el cátodo.
♦ Evidencia de la existencia de partículas positivas en la materia:
La existencia de partículas positivas en la materia se evidencio al detectar la emisión de rayos alfa en la descomposición radiactiva.
Eugene Goldstein, en 1886 utilizando tubos catódicos perforados y que contenían un gas a baja presión observo, que ademas de la corriente de rayos catódicos (Electrones), habia una corriente de particulas que se dirigian del anodo hacia el catodo y los denomino por rayos anodicos o rayos canales. se explicó su origen de siguiente manera. Los rayos catódicos (e-) al dirigirse hacia el polo positivo (anodo) encuentran a su paso moleculas del gas alojado dentro del tubo y debido a su energia cinetica alta chocan y arrancan otros electrones del gas y originan particulas positivas que se dirigen hacia el catodo.    
 En 1906 Thompson descubrió que cuando el tubo de Goldstein contenían hidrógeno , los rayos anódicos poseían una carga igual a la del electrón pero de signo contrario (+1,6 X 10-19 coulomb) y los denomino protones (masa = 1,67 X 10-24 g) en los átomos el número de electrones y de protones es  igual , ya que la materia como un todo es eléctricamente neutra.
♦ Partículas Neutras en la materia:
 En 1920 Rutherford predijo la existencia, en el núcleo del átomo, de una partícula sin carga que impidiera la repulsión entre los protones a la cual denomino neutrón. En 1932 durante el estudio de reacciones nucleares, James Chadwick detecto la existencia de una partícula sin carga, con un alto poder de penetración y con una masa aproximadamente igual a la del protón . En física y química se utiliza frecuentemente la unidad de masa atómica (u.m.a) que es aproximadamente la masa del electron (1 u.m.a. = 1,67 X10-24 g) 
♦ Otras Partículas atómicas:
Es muy superficial describir el átomo en términos de electrones, protones, y neutrones únicamente, pues en la actualidad se conocen muchas partículas subátomicas, como puedes apreciar en la gráfica hay muchas partículas que forman la estructura atómica como: el fotón, Quarks, hiperones protón, neutrón, mesones, neutrinos electrón muón  tauón entre otras 










Los inicios de la teoría atómica se remontan a el Siglo V A.C. Dos Filósofos Griegos Leucipo y Demócrito propusieron que la materia no podía dividirse indefinidamente tal y como lo estipulaba Aristóteles. Ellos proponían que al final de la división llegarían a los Átomos. (La palabra griega átomos significa “indivisible”). Después de que en Grecia se estableció que "Los átomos son partículas muy pequeñas, eternas e indivisibles que constituyen la materia” muchos filósofos, físicos, químicos y demás científicos postularon otras teorías encaminadas a describir la composición y estructura del átomo,  estos son algunos de ellos:
la teoría atómica postulada por Dalton.
  1. La materia esta constituida por átomos .
  2. Los átomos son indivisibles y eternos
  3. los átomos de un mismo elemento son similares entre si , particularmente en peso.
  4. Los átomos de diferentes cuerpos difieren entre si  por su forma, tamaño y disposición o acomodo en el espacio, generando en cada cuerpo diferentes propiedades.
  5. Los átomos simples son las unidades fundamentales que por combinación constituyen los átomos compuestos (moléculas)
  6. La combinación o unión química ocurre según proporciones numéricas simples 

♦ MODELOS ATÓMICOS 
♦ Modelo atómico de Dalton:

Hacia el 1800, el profesor inglés John Dalton recogió la idea del átomo que dio el filósofo Demócrito, si bien esta vez basándose en métodos experimentales. Mediante el estudio de las leyes ponderales, concluye que:
·  La  materia está constituida por partículas indivisibles llamadas átomos.  Los cuales no se crean ni se destruyen  (Ley de la conservación de la materia propuesta por Antoine Lavoisier)
·   Todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales en peso, tamaño y propiedades químicas 
·   Los átomos de elementos diferentes son también diferentes. 
•  Los átomos de diferentes elementos se combinan entre si, en relaciones numéricas enteras y sencillas para formar  compuestos  (Ley de las proporciones definidas de Proust) 
•  Los átomos de diferentes elementos pueden combinarse en distintas proporciones para formar mas de un compuesto pueden combinarse entre si, en relaciones numéricas enteras y sencillas para formar compuestos.    (Ley de las proporciones múltiples)

♦ Modelo Atómico de J.J. THOMPSON (1897)


EN 1898 J.J. Thompson propuso su modelo atómico y en el consideraba a los átomos como esferas de carga positiva distribuida uniformemente y a los electrones dispersos en ella en número suficiente para neutralizar la carga positiva . era pues un modelo estático del átomo.
Thompson realiza una serie de experimentos con gases, descubre una partículas cargadas negativamente a las que llama electrones. 
Según él la materia es eléctricamente neutra. Su modelo considera al átomo como una masa con carga positiva, donde se insertan los electrones en número y posiciones tales que el campo eléctrico resultante es nulo.  "El Modelo del pastel de Pasas"
De acuerdo a su planteamiento una partícula alfa podía atravesar una lamina metálica sin ser desviada, ya que la partícula alfa positiva se encausaría  través de un mar de cargas positivas y negativas balanceándose o neutralizándose.  

♦ Modelo atómico de Rutherford:

Posteriormente otro físico inglés, Ernest Rutherford, realizó en 1911 una serie de experimentos y estableció un nuevo modelo atómico en el que se afirmaba que los átomos estaban constituidos por 2 zonas bien diferenciadas: Núcleo y periferia
♦ El experimento de RUTHERFORD consiste en bombardear una delgada lámina de oro con un haz de partículas alfa.  Se observa que la mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin ser desviadas en su trayectoria; un pequeño numero es desviado por alguna causa y solo unas cuantas partículas rebotan.
De acuerdo a esto RUTHERFORD propone el siguiente modelo atómico.  
• Existe un núcleo con una carga positiva con el 99,9% de la masa muy concentrada y por tanto de gran densidad. El núcleo está constituido por partículas positivas llamadas protones y por partículas neutras llamadas Neutrones 


• Rodeando al núcleo esta otra región a  la que llamó corteza donde están los electrones con carga negativa girando en   igual número de protones.
• La carga positiva del núcleo (protones) coincide con el número Atómico (Z) del elemento.
• Los átomos son en su mayor parte espacio vacío ya que la gran mayoria de las particulas alfa atraviesan la lamina sin ser desviadas.



♦ BECQUEREL Y LOS ESPOSOS CURIE (1896): descubrieron la radiactividad. Que se define como el proceso de ruptura de los átomos durante el cual se emiten radiaciones. Al experimentar con elementos como el Uranio y el radio se descubre que el haz de partículas subátomicas emitido esta conformado por 
Composición
Carga

RAYOS ALFA		2 protones y 2 neutrones (llamados también núcleos de Helio)
2+

RAYOS BETA		Electrones de alta energía
1-

RAYOS GAMMA		Radiación Electromagnética de Longitud de onda muy corta (Alta Energía)
0

♦ MODELO ATÓMICO DE BOHR


Bohr aplico la nueva teoria cuantica de la radiacion al atomo de Rutherford modificándolo de manera que diera cuenta de los hechos experimentales relativos a la emisión de la luz. 
 ♦  El modelo de Bohr se fundamenta en 4 postulados básicos:
  • 1 ♦ Los electrones en los átomos estan localizados en orbitas o niveles de energía alrededor del núcleo.
  • 2 ♦ Los electrones en las órbitas mas cercanas al nucleo tienen menor energia que aquellos mas alejados del núcleo
  • 3 ♦ Cualquier electrón en un átomo puede tener solo ciertos valores de energía permitidos. Esta energía determina que orbita ocupa un electron.
  • 4 ♦ los electrones pueden moverse de una órbita a otra . Para esto un electrón debe ganar o perder una cantidad exacta de energía, cuanto de energia .
Bohr suponía que los electrones se movian alrededor del núcleo en la misma forma que la tierra gira alrededor del sol. Enuncio que la fuerza de atracción del núcleo (+) sobre los electrones (fuerza centrípeta) es exactamente igual a la fuerza centrífuga, la cual impulsa los electrones hacia afuera. 
Supuso que la energía de los electrones esta cuantizada tiene ciertos valores definidos que corresponden a los niveles de energía el valor energetico de estos niveles aumenta a medida que se alejan del nucleo. 
A cada nivel se le asigno un numero llamado número cuántico principal y se representa por la letra n, que toma los valores de 1,2,3,4,5,6,7,.... partiendo del nivel mas cercano al núcleo hacia afuera. Tambien suelen usarse las letras K.LM.N.O.P.Q ... para designar los estados de los niveles.
 
  ♦ EL NÚMERO MAXIMO DE ELECTRONES 
posibles en cada NIVEL está dado por la Fórmula 2n2 por tanto, en el primer 
La difracción de la luz por una ranura muy angosta hace posible el cálculo de una propiedad de la luz denominada longitud de onda, representada por λ (lambda) y que corresponde a la distancia entre dos crestas de una onda de luz. La frecuencia de la luz V, o el número de ondas que pasan por un punto dado en un segundo, relaciona la longitud de onda con la velocidad de la luz, c, por la expresión:  c = vλ  , donde: 
♦MAX PLANK ( 1900 ) 
 En 1900 Max Plank propone la teoría cuántica para la energía radiante: “La Energía Radiante sólo puede ser emitida o absorbida en cantidades discretas llamadas cuantos”. Plank desarrolló una ecuación que define la energía de un cuanto de Energía Radiante:                                       ♦ E= hv  
E= Energía radiante
h= Constante de planck = 6.6262x10-34 joule-seg
v= frecuencia (seg-1)
En 1905 Albert Einstein propuso que los cuantos son paquetes discontinuos llamados “fotones”. 

♦EL ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
Cuando un rayo de luz atraviesa un prisma, el rayo se desvía o se refracta. el grado de desviación depende de la Longitud de Onda. El Espectro Electromagnético representa el Intervalo de Longitudes de Onda de la Radiación Electromagnética. 
♦ ESPECTRO ATÓMICO
Cuando los vapores o gases de una sustancia se calientan en una llama, se produce luz. Si un rayo de esta luz se hace pasar por un prisma, se produce un Espectro de Líneas (o Discontinuo). El Espectro de Líneas de cada Elemento es Único.
En 1885 J. J. Balmer estudió el espectro de emisión del Hidrógeno y obtuvo la siguiente ecuación:
donde n = 3, 4, 5, ...
La serie de líneas que se obtiene se conoce como “Serie de Balmer”. 
♦ MODELO ATÓMICO CUÁNTICO:
 A partir del modelo de Bohr,  Sommerfeld incluye el criterio de que los las orbitas de los electrones eran elípticas.
 • En 1927 el alemán Werner Heisenberg enuncia:  el principio de incertidumbre según el cual:  "no puede ser conocida con exactitud simultáneamente la posición y la velocidad de un electrón".  Este principio tiene su origen en la mecánica cuántica según la cual el mismo hecho de medir la velocidad o la posición de un electrón implica una imprecisión en la medida
Por ejemplo, en el caso de que pudiéramos “ver” un electrón u otra partícula subatómica, para poder medir la velocidad habría que iluminarlo. Pues bien, el fotón que ilumina a ese electrón modifica la cantidad de movimiento del mismo. Por tanto, modificaría su velocidad original que es lo que queríamos medir.
En 1924 Louis de Broglie indico que las radiaciones poseían propiedades ondulatorias y de partícula.

Fué Erwin Schodinger, quien ideó el modelo atómico actual, llamado "Ecuación de Onda" , una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. La solución de esta ecuación, es una función de onda, y es una medida de la probabilidad de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área donde hay mayor probabilidad de encontrar al electrón se denomina orbital.







♦ ORBITAL : Es la región en el espacio donde es máxima la probabilidad de encontrar los electrones
 Un orbital solo acepta dos electrones como máximo  si sus espines son de sentido contrario.
Los orbitales de un subnivel esta de acuerdo al numero máximo de electrones de cada subnivel así:
El subnivel S= 2e- requiere un orbital donde se alojan los 2 e  con espines contrarios ↓↑
El subnivel p= 62- requiere tres orbitales  ↑↓   ↑↓   ↓↑    
El subnivel d= 10e-  ↓↑  ↑↓  ↑↓  ↑↓  ↑↓
El subnivel f= 14e-   ↑↓  ↑↓  ↑↓  ↑↓  ↑↓  ↑↓  ↑↓ 




♦ ESTRUCTURA ATÓMICA
El modelo atómico actual establece que el átomo está constituido por un núcleo y periferia
♦ El NÚCLEO
Es la parte central del átomo cargada positivamente: esta compuesto principalmente de las partículas fundamentales llamadas protones y neutrones. Los electrones se mueven alrededor del núcleo. El núcleo contiene la mayor parte de la masa
El protón es una partícula cargada positivamente, su estudio se debe en gran parte a Eugene Goldstein quien  realizó experimentos con Rayos Catódicos en los cuales se introdujo Hidrógeno gas a baja presión, observando la presencia de Rayos que viajaban en dirección opuesta a los Rayos Catódicos. El llamó a estos “Rayos Positivos” Protones. Se determinó la relación e/m para el protón resultando ser:  e/m = +9.5791 x 104 Coulomb/g
• A los protones se les asignó el símbolo H+ y se determinó que la carga del protón es igual a la del electrón sólo que de signo contrario (+).   eH+ = +1.602 x 10-19 Coulomb
• Así mismo, se determinó la masa del Protón siendo ésta de: mH+ = 1.6726 x 10-24 g, correspondiendo a un valor de 1,007595 uma 
♦ El Neutrón:En 1932 Chadwik determinó mediante el estudio de reacciones nucleares  la masa del Neutrón, el cual no posee carga (Por eso le llamaron Neutrón) siendo ésta de:  masa del neutron es n = 1.6750 x 10-24 g correspondiendo a un valor de 1,00866544 u.m.a  (u=unidad, m=masa, a= Atómica )
n = neutrón
♦ Número atómico y número de masa:
Al número de protones se le llama Z o número atómico, y se corresponde con el número de orden en el sistema periódico.
Como el átomo es eléctricamente neutro debe haber el mismo número de protones que de electrones.
Al número de neutrones se llama N
La masa atómica (A) de un átomo será la suma de los protones y de los neutrones (ya que la del electrón por ser muy pequeña se desprecia).
A=Z+N
Los átomos se representan así:
(puede que nos encontremos el número atómico y la masa cambiada, pero siempre sabremos cual es uno y cual es otro porque la masa atómica siempre será mayor que el número atómico). 
Ej: zEA
Ejemplo 1:  Determine el número de neutrones del átomo representado como 17Cl35.
Solución:
 Aplicando   A = Z + N entonces N = A – Z
N = 35 – 17
N = 18
Ejemplo 2 Determine el número de masa (A) de un átomo de Calcio que tiene 20 electrones en su nube electrónica y 20 neutrones en el núcleo. 
Solución: Para un átomo neutro el número de electrones es igual al número de protones por lo tanto si existen 20 electrones el valor de Z es 20, entonces:
Aplicando A = Z + N
A = 20 + 20
A = 40 
Los Isótopos 
Para un mismo elemento químico, el número de protones que tienen sus átomos en sus núcleos es el mismo, pero no el de neutrones, el cual puede variar. Se llaman Isótopos de un elemento químico a los átomos de un mismo elemento químico que tienen el mismo número atómico pero distinto número de electrones.
 Ejemplo: Isótopos del Hidrógeno: (protón), 1H1 , (deuterio),1H2   (titrio) 1H3
Los Isóbaros:
Son átomos que, a pesar de presentar diferentes número atómico, tiene masas iguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata de elementos químicos también diferentes.  
Ejemplo:   
Iones: 
Si se dispone de suficiente energía, se pueden separar uno o varios electrones de un átomo neutro, quedando cargado positivamente. También se puede añadir electrones a un átomo para formar especies cargadas negativamente. Estas partículas cargadas se denominan iones. Los iones positivos se denominan cationes (Na+ ) y los negativos aniones (Cl - ).
Los átomos no son partículas individuales como lo había pensado originalmente Dalton, sino que están compuestos de partículas más simples: en el núcleo del átomo, los neutrones y los protones cargados positivamente y rodeando al núcleo los electrones cargados negativamente


♦ El Electrón:

El electrón es una partícula subatómica que tiene carga negativa,  su descubrimiento deriva de los experimentos realizados con Electricidad. Además Julius Plücker en 1859 realizó experimentos con Rayos Catódicos que consiste en lo siguiente: Dos Electrodos se encuentran dentro de un tubo sellado de vidrio al que se ha extraído casi completamente el aire. Cuando se aplica un Voltaje alto a través de los electrodos, emerge un haz de rayos desde el electrodo negativo llamado Cátodo hacia el electrodo positivo llamado Ánodo.
Estos rayos tienen naturaleza negativa, ya que son repelidos por el extremo negativo de campos eléctricos (Cátodo) y magnéticos (Sur Magnético). En 1891 Stoney les llamó electrones. Finalmente en 1897 Joseph J. Thomson determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón estudiando la desviación de los rayos Catódicos por los campos eléctrico y magnético.
e/m = -1.75 x 108 coulomb/gramo
En 1909 Robert A. Millikan determinó la carga del electrón que resultó ser:  
e = -1.602 x 10-19 Coulomb
Al contar con el valor de e/m y con el de e, fué posible obtener el valor de m (masa del electrón) que resultó ser:
me = 9.1096 x 10-28 g 
♦NÚMERO ATÓMICO (Z)
Indica el número de protones que tiene un átomo en el núcleo, el cual es igual a la cantidad de electrones, ya que la materia es eléctricamente neutra. La cantidad de protones varía según el elemento.
 
EJEMPLO: EL Magnesio ( Mg) tiene Z= 12
♦NÚMERO DE MASA (A)
Es la suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo. 
 A = Z + N
EJEMPLO: El Sodio (Na) tiene Z = 11 y A = 23, por lo tanto contiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones.
Son átomos de un mismo elemento que contienen el mismo número de protones y electrones, pero diferente número de neutrones.MASA ATÓMICA:
Es la masa de un átomo expresada en relación al átomo de carbono-12 (12C).
♦NÚMEROS CUÁNTICOS: nivel, subnivel, orbital y spin 
En la descripción de un átomo en el contexto de la mecánica cuántica, se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. Cada orbital tiene asociado un valor de Ψ2 y un cierto valor de energía.
ü La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital.

◘ Los números cuánticos determinan la región del espacio-energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón. El desarrollo de laTeoría Cuántica fue realizado por Plank, Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg, Einstein, De Broglie y Boltzmann
♦ Son números encargados de definir la función de onda asociada a cada electrón de un átomo. Los números cuánticos son 4:.  .    .      .    .    .                          • El principal, • Secundario, • Magnético y de • Spin. Los tres (03) primeros resultan de la ecuación de onda; y el último, de las observaciones realizadas de los campos magnéticos generados por el mismo átomo.
♦ Número Cuántico Principal: n = Nivel 
Nº cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3...) y coincide con el mismo nº cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía. Es un criterio positivo, representado por la letra "n", indica losniveles energéticos principales. Se encuentra relacionado con el tamaño. En la medida que su valor aumenta, el nivel ocupa un volumen mayor y puede contener más electrones, y su contenido energético es superior. Sus valores pueden ser desde 1 hasta infinito. Se han establecido siete niveles de energía que en el modelo atómico de Bohr se representan con las letras K, L, M, N, O, P y Q
n=Numero cuántico principal: proporciona el nivel y la distancia promedio relativa del electrón al núcleo. n posee valores de
n= 1,  2,   3,   4,  5,  6,  7,...  o con letras correspondientes en su orden
n= K,  L,  M,  N, O,  P, Q.....
El número de niveles que tiene un elemento determina el periodo que ocupa el elemento en la tabla periódica. 
Elementos del primer periodo son el hidrógeno y el helio
Elementos del segundo periodo Litio (Li), Berilio (Be), Boro (B), carbono (C), Nitrógeno (N), oxígeno (O), flúor (F) y neón (Ne)  y así sucesivamente   


♦ Número Cuántico Secundario: Azimutal l = Subnivel
Nº cuántico secundario (ℓ): También llamado número Azimutal  puede tener  todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía.
Para la configuración electrónica cada valor de l corresponde a un subnivel como se muestra en la siguiente tabla 

     # cuántico        secundario (l)                   subnivel 
             0                   s         
            1                    p         
            2                   d         
            3                    f         
 Ejemplo: Determinar los valores de los números cuánticos secundarios para el segundo nivel de energía o sea n=2 
Solución: Para el nivel 2 El valor inicial de l es 0; y el valor final es n –1 como n=2, entonces los valores de l para el nivel 2 son: l = 0 y l = 1
♦ Número cuántico Magnético: ml: Orbital 
Nº cuántico magnético (mℓ): puede tener todos los valores desde - ℓ hasta + ℓ pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado. 
Los números de valores que pueden tener "m" indican el números de órbitas que puede contener un sub-nivel de energía.
♦ Número cuántico de spin:ms: Spin
ü Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj, bien en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo el nº cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o - ½.
ü (n, ℓ, mℓ)  Definen un orbital
(n, ℓ, mℓ, ms)  Definen a un electrón en un orbital determinado
(3,0,0) = orbital 3s;  (3,1,.-1) = orbital 3px; (3,1,0) = orbital 3py;  (3,1,1) = orbital 3pz
ü En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbítales atómicos de tal modo que la energía global del átomo sea mínima.
ü Se denomina principio de construcción (Aufbau) al procedimiento para deducir la configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para el llenado de los diferentes orbítales, basado en los diferentes valores de la energía de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de Möller o de las diagonales, así como la regla de la mínima energía (n+l)..
ü Además del principio de construcción hay que tener en cuenta:
Øel principio de exclusión de Pauli: establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico sólo pueden coexistir dos electrones con espines opuestos.
Øla regla de Hund: establece que si hay más de un orbital en un mismo subnivel, los electrones están lo más desapareados posibles, ocupando el mayor número de ellos.

“Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”
“Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.
El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2

 
Distribución electrónica 
NOTACIÓN ESPECTRAL: Es la representación esquemática de la distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con el modelo atómico de Bohr. Los electrones tienden a ocupar orbítales de energía mínima. La siguiente figura  muestra el orden de llenado de los orbítales.
NIVEL     ORBITALES                    ELECTRONES MÁXIMOS POR NIVEL


EJEMPLO:  La notación espectral del Calcio (Z = 20) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Conocido este orden se puede asegurar que el tercer electrón ira al orbital 2s. Por tanto, la configuración electrónica del litio es: 1s2 2s1.
El Berilio, con cuatro electrones, colocara el cuarto electrón en el orbital 2s puesto que este puede aceptar hasta dos electrones. La configuración electrónica del berilio resulta ser 1s2 2s2. La forma que se ha usado hasta ahora para escribir la notación electrónica es la notación convencional; también se usa el diagrama orbital o notación orbital. Cuando se escribe un diagrama orbital, se usan flechas para indicar los electrones ( ↑para indicar, por ejemplo y↓spín +1/2 y  spín -1/2). Por ejemplo, el diagrama orbital para los cinco primeros elementos será: 
NOTACIÓN CONVENCIONAL                     DIAGRAMA ORBITAL
♦ 1H : 1s1                                                         ↑ 
♦ 2H : 1s2                                                       ↑↓  
♦ 3Li: 1s2 2s1                                                ↑↓  ↑  
♦ 4Be: 1s2, 2s2
♦  5B:   1s2,2s2,2p1                                    ↑↓   ↑↓   ↑              
Para representar una configuración electrónica por la notación convencional se usan dos métodos (a) la configuración total : que consiste en escribir todos los orbitales . (b) la configuración parcial : en donde los niveles totalmente llenos se abrevian con la letra mayúscula apropiada. si (K) significa 1s2; (K, L) significa 1s2 2s2 2p6 3s1. Por ejemplo , para el átomo de sodio : 11Na configuración total : 1s2 2s2 2p6 3s1; configuración parcial : ( K,L) 3s1
Otra manera alterna de escribir la configuración parcial , es escribiendo el símbolo del gas noble que le precede entre corchetes, seguido de los electrones presentes por encima del gas noble, por ejemplo, para el sodio y calcio seria :

11Naconfiguración parcial[Ne] 3s1
20Caconfiguración parcial[Ar] 4s2
♦ REGLA DE HUND
Se aplica la regla de Hund de máxima multiplicidad cuando un orbital p, d, o f es ocupado por más de un electrón. Esta regla dice que los electrones permanecen sin aparear con espines paralelos en orbitales de igual energía, hasta que cada uno de estos orbitales tiene , cuando menos un electrón. Por ejemplo, el diagrama orbital para el  fósforo:

15P
 [Ne]
 y no
[Ne]
Ningún orbital p puede poseer dos electrones hasta que todos los orbitales p tengan un electrón cada uno .


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