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Curso: 2° ES Materia: Físico-Química – U1

Archivo: M208-Modelos atómicos Alumno:

Profesor: Fecha:

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Modelos atómicos y Tabla Periódica

Autor Principales hechos Modelos

Leucipo (450 aC-370 aC)

Nacido en Abdera, de su

vida se conoce muy poco.

Fue maestro de Demócrito

de Abdera y a ellos dos se

les atribuye la fundación del

atomismo, según el cual la

realidad está formada tanto

por partículas infinitas, indi-

visibles, de formas variadas

y siempre en movimiento,

los átomos, como por el

vacío.

Leucipo fue el primero que

pensó en dividir la materia

hasta obtener una partícula

tan pequeña que no pudiera

dividirse más.

Demócrito (460 aC-370 aC)

Filósofo griego. Demócrito

fue tan famoso en su época

como otros filósofos de la

importancia de Platón o de

Aristóteles y debió de ser

uno de los autores más prolí-

ficos de la Antigüedad, aun-

que sólo se conservan frag-

mentos de algunas de sus

obras, en su mayoría de las

dedicadas a la ética, pese a

que se le atribuyen diversos

tratados de física, matemáti-

cas, música y cuestiones

técnicas.

Las primeras teorías atomistas

¿Qué ocurriría si dividiéramos un trozo

de materia muchas veces? ¿Llegaríamos hasta

una parte indivisible o podríamos seguir divi-

diendo sin parar?

Los filósofos de la antigua Grecia dis-

cutieron bastante sobre este tema. El problema

es que estos filósofos no utilizaban ni la medi-

ción ni la experimentación para llegar a con-

clusiones, por tanto, no seguían las fases del

método científico.

De esta forma, se establecieron dos te-

orías: atomista y continuista, que se basaban en

la existencia de partes indivisibles o en que

siempre se podía seguir dividiendo.

En el siglo V a.C., Leucipo pensaba

que sólo había un tipo de materia. Sostenía,

además, que si dividíamos la materia en partes

cada vez más pequeñas, acabaríamos encon-

trando una porción que no se podría seguir

dividiendo.

Un discípulo suyo, Demócrito, bautizó

a estas partes indivisibles de materia con el

nombre de átomos, término que en griego sig-

nifica “que no se puede dividir”.

Los atomistas pensaban que:

o Todo está hecho de átomos. Si dividimos

una sustancia muchas veces, llegaremos a

ellos.

o Las propiedades de la materia varían según

como se agrupen los átomos.

o Los átomos no pueden verse porque son

muy pequeños.

Demócrito pensaba y postulaba que los

átomos son indivisibles, y se distinguen por

forma, tamaño, orden y posición.

Para Demócrito, los átomos estuvieron

y estarán siempre en movimiento y son eter-

nos. El movimiento de los átomos en el vacío

es un rasgo inherente a ellos, un hecho ligado a

su existencia, infinito, eterno e indestructible.

Aristóteles rechazó la teoría atomista y

estableció que la materia estaba formada por

cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego,

Atomistas

“Todo está hecho de átomos.

Los átomos no pueden verse

porque son muy pequeños”

2° ES

M208-Modelos atómicos 2/8

Aristóteles (384 aC-322 aC)

Es uno de los más grandes

filósofos de la antigüedad,

de la historia de la filosofía

occidental y el autor enci-

clopédico más portentoso

que haya dado la humani-

dad.

Fue el creador de la lógica

formal, la economía, la as-

tronomía, precursor de la

anatomía y la biología y un

creador de la taxonomía (es

considerado el padre de la

zoología y la botánica).

esta teoría se llamó continuista. Gracias al

prestigio que tenía, se mantuvo vigente en el

pensamiento de la humanidad durante más de

2000 años.

Los continuistas pensaban que:

o Los átomos no existen. No hay límite para

dividir la materia.

o Si las partículas, llamadas átomos, no pue-

den verse, entonces es que no existen.

o Todas las sustancias están formadas por las

combinaciones de los 4 elementos básicos:

agua, aire, tierra y fuego.

Continuistas

“Todas las sustancias están

formadas por las combina-

ciones de los 4 elementos

básicos: agua, aire, tierra y

fuego”.

John Dalton (1766 - 1844)

Naturalista, químico, ma-

temático y meteorólogo

británico. En 1793 inició

estudios sobre meteorología,

recopilando a lo largo de su

vida más de 200.000 anota-

ciones, y ese mismo año

publicó Observaciones y

Ensayos de Meteorología,

desarrollando varios instru-

mentos de medición y pro-

puso por primera vez que el

origen de la lluvia se en-

cuentra en el descenso de la

temperatura. Estudió tam-

bién las auroras boreales, y

determinó que éstas están

relacionadas con el magne-

tismo de la Tierra. En 1801

enunció la ley de las presio-

nes parciales y la de las

proporciones múltiples. En

1805 expuso la teoría atómi-

ca en la que se basa la cien-

cia física moderna.

Teoría atómica de Dalton

En 1808, John Dalton publicó su teoría

atómica, que retomaba las antiguas ideas de

Leucipo y Demócrito pero basándose en una

serie de experiencias científicas de laboratorio.

Demuestra que la materia se compone

de partículas indivisibles llamadas átomos.

También ideó una escala de símbolos quími-

cos, que serán luego reemplazadas por la esca-

la de Berzelius.

La teoría atómica de Dalton se basa en

los siguientes enunciados:

1. La materia está formada por minúsculas

partículas indivisibles llamadas átomos.

2. Los átomos de un mismo elemento quími-

co son todos iguales entre sí y diferentes a

los átomos de los demás elementos. Todos los átomos del elemento Hidrógeno

son iguales entre sí en todas las propieda-

des: masa, forma, tamaño, etc., y diferen-

tes a los átomos de los demás elementos.

3. Los compuestos se forman al unirse los

átomos de dos o más elementos en propor-

ciones constantes y sencillas. Todas las moléculas del compuesto Agua

son iguales entre sí y están formadas por la

unión de 2 átomos del elemento Hidró-geno y 1 átomo del elemento Oxígeno.

4. En las reacciones químicas los átomos se

intercambian; pero, ninguno de ellos des-

aparece ni se transforma.

Modelo atómico de Dalton

(1803)

“Bola de billar: el átomo es

esférico e indivisible”

2° ES

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Joseph John Thomson

(1856 - 1940)

Físico británico. Hijo de un

librero, Joseph John Thom-

son estudió en Owens Co-

llege. En 1870 estudió inge-

niería en la Universidad de

Manchester y se trasladó al

Trinity College de Cambrid-

ge en 1876. En 1884 se

convirtió en profesor de

Física de la Cátedra Caven-

dish.

Thomson investigó la natu-

raleza de los rayos catódicos

y demostró que los campos

eléctricos podían provocar la

desviación de éstos y expe-

rimentó su desviación, bajo

el efecto combinado de

campos eléctricos y magné-

ticos, buscando la relación

existente entre la carga y la

masa de las partículas, pro-

porcionalidad que se man-

tenía constante aun cuando

se alteraba el material del

cátodo.

En 1906 Thomson recibió el

Premio Nobel de Física por

su trabajo sobre la conduc-

ción de la electricidad a

través de los gases. Se le

considera el descubridor del

electrón por sus experimen-

tos con el flujo de partículas

(electrones) que componen

los rayos catódicos.

El átomo es divisible

Debido a que no podían verse los áto-

mos, se realizaron experimentos con tubos de

descarga o tubos de rayos catódicos y así, de

esta manera, se observaron algunos hechos que

permitieron descubrir las partículas subatómi-

cas del interior del átomo.

El descubrimiento del electrón

El electrón es la primera partícula sub-

atómica que se detecta. El físico J. J. Thomson

realizó experiencias en tubos de descarga de

gases. Observó que se emitían unos rayos des-

de el polo negativo hacia el positivo, los llamó

rayos catódicos.

Al estudiar las partículas que formaban

estos rayos se observó que eran las mismas

siempre, cualquiera que fuese el gas del inter-

ior del tubo. Por tanto, en el interior de todos

los átomos existían una o más partículas con

carga negativa llamadas electrones.

Al ser tan pequeña la masa de los elec-

trones, el físico J. J. Thomson propuso, en

1904, que la mayor parte de la masa del átomo

correspondería a la carga positiva, que ocupar-

ía la mayor parte del volumen atómico. Thom-

son imaginó el átomo como una especie de

esfera positiva continua en la que se encuen-

tran incrustados los electrones, más o menos

como las uvas pasas en un budín.

El modelo de Thomson fue bastante

valorado ya que era capaz de explicar los si-

guientes fenómenos:

o La electrización: el exceso o defecto de

electrones que tenga un cuerpo es el res-

ponsable de su carga negativa o positiva.

o La formación de iones: Un ion es un átomo

que ha ganado o perdido uno o más elec-

trones. Los electrones se pierden o se ga-

nan con relativa facilidad, de manera que

su número dentro del átomo puede variar,

mientras que el número de protones es fijo

siempre para cada átomo. Si un átomo

pierde uno ó más electrones adquiere carga

neta positiva (catión) y si gana uno ó más

electrones adquiere carga neta negativa

(anión).

Thomson elaboró en 1898 el modelo

del "pastel de pasas" de la estructura atómica,

en la que sostenía que los electrones eran como

'pasas' negativas incrustadas en un 'budín' de

materia positiva.

Descubrimiento del

electrón (1897)

Modelo de Thomson (1904)

“Budín de pasas: el átomo

es una especie de esfera posi-

tiva continua en la que se

encuentran incrustados los

electrones con carga negati-

va”

2° ES

M208-Modelos atómicos 4/8

Eugen Goldstein

(1850 -1930)

Físico alemán. Estudió física

en Breslau y Berlín. Trabajó

en Berlín y fue nombrado

jefe de la sección de Astrofí-

sica del observatorio Post-

dam. Investigó las descargas

eléctricas producidas por

gases a baja presión o enra-

recidos al ser sometidos a

una diferencia de potencial

elevada. Esto le llevó a

descubrir los rayos canales

y, además, dio nombre a los

rayos catódicos.

Trabajó también con espec-

tros atómicos.

El descubrimiento del protón

El físico alemán E. Goldstein realizó

algunos experimentos con un tubo de rayos

catódicos con el cátodo perforado. Observó

unos rayos que atravesaban al cátodo en senti-

do contrario a los rayos catódicos. Recibieron

el nombre de rayos canales.

El estudio de estos rayos determinó

que estaban formados por partículas de carga

positiva y que tenían una masa distinta según

cual fuera el gas que estaba encerrado en el

tubo. Esto aclaró que las partículas salían del

seno del gas y no del electrodo positivo.

Al experimentar con hidrógeno se con-

siguió aislar la partícula elemental positiva o

protón, cuya carga es la misma que la del

electrón pero positiva y su masa es 1837 veces

mayor.

Descubrimiento del protón

(enunciado por Goldstein en

1886 y atribuido a Ruther-

ford en 1918)

James Chadwick

(1891 - 1974)

Físico inglés. Estudió en la

Universidad de Cambridge.

Chadwick allanó el camino

hacia la fisión del uranio 235

y hacia la creación de la

bomba atómica. Como pre-

mio por su descubrimiento

se le otorgó la Medalla Hug-

hes de la Royal Society en

1932 y el Premio Nobel de

física en 1935.

También descubrió el tritio.

El descubrimiento del neutrón

Mediante diversos experimentos se

comprobó que la masa de protones y electrones

no coincidía con la masa total del átomo; por

tanto, el físico E. Rutherford supuso que tenía

que haber otro tipo de partícula subatómica en

el interior de los átomos.

Estas partículas se descubrieron en

1932 por el físico J. Chadwick. Al no tener

carga eléctrica recibieron el nombre de neutro-

nes. El hecho de no tener carga eléctrica hizo

muy difícil su descubrimiento.

Los neutrones son partículas sin carga

y de masa algo mayor que la masa de un

protón.

Descubrimiento del

neutrón (1932)

2° ES

M208-Modelos atómicos 5/8

Ernest Rutherford

(1871 - 1937)

Físico y químico británico.

Rutherford destacó muy

pronto por su curiosidad y su

capacidad para la aritmética.

Sus padres y su maestro lo

animaron mucho, y resultó

ser un alumno brillante tanto

en los estudios como en la

experimentación.

Por sus trabajos en el campo

de la física atómica, Ruther-

ford está considerado como

uno de los padres de esta

disciplina.

Investigó también sobre la

detección de las radiaciones

electromagnéticas y sobre la

ionización del aire produci-

do por los rayos X. Estudió

las emisiones radioactivas

descubiertas por H. Becque-

rel, y logró clasificarlas en

rayos alfa, beta y gamma. En

1902 Rutherford formuló la

teoría sobre la radioactividad

natural asociada a las trans-

formaciones espontáneas de

los elementos.

Colaboró con H. Geiger en

el desarrollo del contador

Geiger, y demostró (1908)

que las partículas alfa son

iones de helio (más exacta-

mente, núcleos del átomo de

helio) y, en 1911, describió

un nuevo modelo atómico

(modelo atómico de Ruther-

ford), que posteriormente

sería perfeccionado por N.

Bohr.

Ganó el Premio Nobel de

Química en 1908 por descu-

brir que la radiactividad iba

acompañada por una desin-

tegración de los elementos.

Experimento de Rutherford

En 1911, E. Rutherford y sus colabo-

radores bombardearon una fina lámina de oro

con partículas alfa (positivas), procedentes de

un material radiactivo, a gran velocidad. El

experimento permitió observar el siguiente

comportamiento en las partículas lanzadas: la

mayor parte de ellas atravesaron la lámina sin

cambiar de dirección, como era de esperar.

Algunas se desviaron considerablemente. Unas

pocas partículas rebotaron hacia la fuente de

emisión.

El comportamiento de las partículas no

podía ser explicado con el modelo de Thom-

son, así que Rutherford lo abandonó y sugirió

otro basado en el átomo nuclear.

De acuerdo con el Modelo de Thom-

son, en el cual la carga positiva de cada átomo

está distribuida de forma homogénea, las partí-

culas positivas que atraviesan la lámina no

deberían ser apreciablemente desviadas de su

trayectoria inicial. Evidentemente, esto no

ocurría. En el Modelo de Rutherford la carga

positiva está concentrada en un núcleo central,

de manera que las partículas positivas que

pasan muy cerca de él, se desvían bastante de

su trayectoria inicial y sólo aquellas pocas que

chocan directamente con el núcleo regresan en

la dirección de la que proceden.

El Modelo de Rutherford establece

que:

o El átomo tiene una zona central o núcleo

donde se encuentra la carga total positiva

(la de los protones) y la mayor parte de la

masa del átomo, aportada por los protones

y neutrones. Además presenta una zona ex-

terna o corteza donde se hallan los electro-

nes, que giran alrededor del núcleo. (Re-

almente, las partículas del núcleo (protones

y neutrones) se descubrieron después de

que Rutherford estableciera su modelo. El

experimento de Rutherford sólo informaba

de un núcleo pequeño y positivo, no acla-

raba nada más).

o La carga positiva de los protones es com-

pensada con la carga negativa de los elec-

trones, que se hallan fuera del núcleo. El

núcleo contiene, por tanto, protones en un

número igual al de electrones de la corteza.

El átomo estaba formado por un espa-

cio fundamentalmente vacío, ocupado por

electrones que giran a gran velocidad alrededor

de un núcleo central muy denso y pequeño.

Modelo de Rutherford

(1911)

“Primer modelo atómico que

consideró al átomo formado

por dos partes: la "corteza",

constituida por todos sus

electrones, girando en órbitas

a gran distancia alrededor de

un "núcleo", muy pequeño,

que concentra toda la carga

eléctrica positiva y casi toda

la masa del átomo.”

2° ES

M208-Modelos atómicos 6/8

Distintas experiencias han permitido

medir el tamaño de los átomos. Considerado

como una esfera, el átomo tiene un radio de

unos 10-10

m y el núcleo tiene un radio de unos

10-14

m. De aquí se puede deducir que el

núcleo es unas 10.000 veces más pequeño que

el átomo. Para hacernos una idea: si el átomo

fuera del tamaño de un campo de fútbol, el

núcleo sería como un guisante colocado en su

centro, y los electrones se encontrarían en las

gradas girando alrededor del campo.

Entre el núcleo y la corteza, hay espa-

cio vacío, donde no hay absolutamente nada.

Niels Böhr

(1885-1962)

Fue un físico danés que

realizó fundamentales con-

tribuciones para la compren-

sión de la estructura del

átomo y la mecánica cuánti-

ca.

Nació en Copenhague. Tras

doctorarse en la Universidad

de Copenhague en 1911,

completó sus estudios en

Mánchester teniendo como

maestro a Ernest Rutherford.

En 1916, Bohr comenzó a

ejercer de profesor en la

Universidad de Copenhague,

accediendo en 1920 a la

dirección del recientemente

creado Instituto de Física

Teórica. En 1943, con la 2ª

Guerra Mundial plenamente

iniciada, Bohr escapó a

Suecia para evitar su arresto

por parte de la policía ale-

mana, viajando posterior-

mente a Londres. Una vez a

salvo, apoyó los intentos

anglo-americanos para des-

arrollar armas atómicas, en

la creencia errónea de que la

bomba alemana era inminen-

te, y trabajó en Los Álamos,

Nuevo México (EE. UU.) en

el Proyecto Manhattan.

Después de la guerra, abo-

Modelo de Bohr

Basándose en las teorías de Ruther-

ford, Bohr publicó su modelo atómico en 1913

(para el espectro atómico del hidrógeno), supu-

so que el átomo solo puede tener ciertos nive-

les de energía definidos. Establece así que los

electrones solo pueden girar en ciertas órbitas

de radios determinados. Estas órbitas son esta-

cionarias, en ellas el electrón no emite energía,

el número de electrones en cada órbita aumen-

ta desde el interior hacia el exterior.

El modelo atómico de Bohr se basó en

3 postulados:

1. Existe cierto número de orbitas circulares

estables, a considerable distancia del

núcleo, en las que el electrón se desplaza a

gran velocidad sin emitir energía.

2. El electrón tiene en cada orbita determina-

da energía, mayor cuanto más alejada se

encuentra del núcleo.

3. El electrón no radia energía mientras per-

manece en una órbita estable. Cuando cae

de una capa inferior o superior emite

energía definida en forma de radiación

(fotón de energía discreta).

Los electrones no se disponen de cual-

quier modo, sino que en cada capa hay un

número determinado de ellos. La primera capa

(n=1) se completa con dos electrones, la se-

gunda y la tercera (n=2) y (n=3) se completan

con 8 electrones cada una; la cuarta capa (n=4)

con 18 electrones y así siguiendo hasta la capa

(n=7).

El modelo atómico de Bohr es extre-

madamente sencillo y permite explicar todos

los fenómenos a escala atómica. En él se visua-

lizan los electrones desplazándose alrededor

del núcleo como si fueran los planetas girando

en sus órbitas alrededor del sol

El modelo de Bohr funcionaba muy

Modelo de Bohr (1913)

“Los electrones giran alrede-

dor del núcleo en órbitas de

energías definidas”

2° ES

M208-Modelos atómicos 7/8

gando por los usos pacíficos

de la energía nuclear, re-

tornó a Copenhague, ciudad

en la que residió hasta su

fallecimiento en 1962.

En 1922 recibió el Premio

Nobel de Física por sus

trabajos sobre la estructura

atómica y la radiación.

bien para el átomo de hidrógeno. Pero en los

espectros realizados para otros átomos se ob-

servaba que electrones de un mismo nivel

energético tenían energías ligeramente diferen-

tes. En cierta forma el modelo atómico de Bohr

también tuvo que ser abandonado al no poder

explicar los espectros de átomos más comple-

jos.

Erwin Rudolf Schrödinger

(1887-1961)

Fue un físico austríaco,

nacionalizado irlandés, que

realizó importantes contri-

buciones en los campos de la

mecánica cuántica y la ter-

modinámica. Recibió el

Premio Nobel de Física en

1933 por haber desarrollado

la ecuación de Schrödinger.

Tras mantener una larga

correspondencia con Albert

Einstein propuso el experi-

mento mental del gato de

Schrödinger que mostraba

las paradojas e interrogantes

a los que abocaba la física

cuántica.

Schrödinger nació en Erd-

berg, una localidad cercana a

Viena, en 1887. Era hijo de

Rudolf Schrödinger,y Geor-

gine Emilia Brenda. En 1898

entró en el Akademisches

Gymnasium, una de las

instituciones de enseñanza

media más prestigiosas del

ámbito germánico. Entre

1906 y 1910 estudió en

Viena recibiendo clases de

Franz Serafin Exner y de

Friedrich Hasenöhrl. En

1911, Schrödinger se convir-

tió en asistente de Exner.

Cómo el model de Bohr no explicaba

todos los casos, se hizo necesaria una correc-

ción. Dado que el electrón es una partícula tan

pequeña, su comportamiento es muy imprede-

cible y es imposible determinar exactamente su

posición.

El modelo atómico vigente, establece

que en el átomo existen unas zonas delimitadas

donde hay una mayor probabilidad de encon-

trar al electrón; a esta zona se le llama "orbi-

tal". Por lo tanto, según este modelo, el

electrón no se circunscribe a una órbita fija,

sino a una zona llamada orbital dentro de la

cual existe una alta probabilidad de encontrar

al electrón. Estos orbitales se agrupan, a su

vez, en los distintos niveles de energía.

A partir de 1925 el modelo atómico de

Bohr fue objeto de sucesivas modificaciones

hasta formular el actual modelo atómico, que

es un modelo matemático que explica el com-

portamiento del electrón en átomos que tienen

más de un electrón.

En 1927 Schrodinger propone una

ecuación matemática que da al electrón el

carácter de onda y de partícula simultáneamen-

te, ya que incluye la masa del electrón y una

expresión que puede considerarse la amplitud

de la onda de dicha partícula. La ecuación de

Schrodinger da la posición más probable del

electrón en un átomo de hidrógeno, pero tam-

bién establece que se le puede encontrar en

otras posiciones. En la actualidad se emplean

cálculos probabilísticas para describir la posi-

ción, la velocidad y la energía de los electrones

en el átomo. La región del espacio donde es

probable encontrarlo se puede representar co-

mo una nube, que se denomina orbital. Algu-

nos orbitales son esféricos y se ubican en capas

alrededor del núcleo. Los orbitales de mayor

energía se encuentran más alejados del núcleo.

Otros orbitales tienen formas más curiosas, por

ejemplo, en forma de lóbulos.

Modelo de Schrödinger

(1927)

“Nube de electrones: Orbi-

tales de distintos niveles

energéticos”

2° ES

M208-Modelos atómicos 8/8

Dmitri Mendeléiev

(1834-1907)

Químico ruso, creador de la

Tabla periódica de los ele-

mentos. Sobre las bases del

análisis espectral establecido

por Bunsen y Kirchoff, se

ocupó de problemas quími-

co-físicos relacionados con

el espectro de emisión de los

elementos. Realizó las de-

terminaciones de volúmenes

específicos y analizó las

condiciones de licuefacción

de los gases, así como tam-

bién el origen de los petróle-

os.

Henry Moseley (1887-

1915) Físico y químico

inglés. Su principal contri-

bución a la ciencia fue la

justificación cuantitativa del

concepto de número atómico

en la Ley de Moseley, en

química avanzada propor-

cionó un apoyo fundamental

al modelo de mencionando

que los núcleos atómicos

contienen cargas positivas

iguales a su número atómi-

co.

Tabla periódica

En la actualidad se conoce que la materia está

formada por átomos y que éstos no son todos

iguales. Las actuales tablas periódicas consig-

nan unos 118 tipos de átomos. Las sustancias

que contienen un solo tipo de átomo son los

elementos químicos, a los que se representa

con un símbolo que puede consistir en una o

dos letras correspondientes a su nombre en

latín.

Así como se utilizan dibujos, maquetas o dia-

gramas para explicar el funcionamiento de una

máquina o de algún fenómeno de la naturaleza,

en ciencia se utilizan “modelos”. En química

esto es fundamental porque nos permite imagi-

nar cómo son los átomos y las moléculas, que

no pueden observarse individualmente.

No obstante hay que ser cuidadoso con el uso

de modelos, ya que si bien algunos aspectos de

éstos reflejan detalladamente la realidad, otros,

como los colores elegidos para cada átomo es

simplemente por convención (acuerdo entre

científicos) pero no tiene nada que ver con la

realidad.

Doscientos años atrás, los químicos necesita-

ron establecer un criterio con el cual ordenar el

gran número de elementos que ya se habían

descubierto.

Para ordenar los elementos, en 1871 el quími-

co ruso Dimitri Mendeléiev los ubicó en orden

creciente según su masa atómica relativa, y

organizándolos por períodos y grupos. Si bien

en este ordenamiento faltaban elementos,

Mendeléiev dejaba los espacios en blanco has-

ta tanto se descubrieran.

En la década de 1910, Moseley (Univ. Oxford)

observó que las propiedades de los elementos

variaban periódicamente según su número

atómico. Los elementos de la tabla periódica

actual están ordenados según este criterio.

El principal uso de la tabla es ordenar la gran

cantidad de información que se tiene acerca de

todos los elementos y sus compuestos.

La forma actual de la tabla periódica es una

versión modificada de la de Mendeléyev; fue

diseñada por Alfred Werner (1866-1919).

Tabla periódica de Men-

deléiev (1869)

Ley de Moseley o de los

números atómicos (1912)

Tabla periódica diseñada

por Werner

Créditos: Ciencias Naturales y Tecnología. EGB 9. Aique. Año 2005.

Ciencias Naturales. EGB 8. Santillana. Año1997.

Artículos varios de Wikipedia consultados el 21/08/2011.

http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/impresos/quincena5.pdf

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm

http://soloapuntes4.blogspot.com