Mapa Conceptual - Electrolitos

Diana Alejandra Lares Gutiérrez. Grupo 22

Mapa conceptual.

Nota: lo realicé ya que 3 compañeros y yo faltamos el día en que se realizó esta actividad.

ELECTROLITOS

Clasificación          Funciones                   Propiedades                Balance      Vías de Entrada

                               Orgánicas                    Coligativas              Electrolítico        y salida

+ Electrolitos          + Sodio (Na⁺)            Determinan la di-            + Equivalente químico      + Vías de ingreso

     Fuertes                  Principal catión           námica de los líqui-                                                      ordinarias y ex-

Forma de iones en            extracelular. Regu-      dos biológicos en                                                          traordinarias

solución acuosa,               la el equilibrio a-         los compartimentos,           Se basa en la capaci-

buenos conducto-             cido base, mantiene     participan elementos          dad de combinación

res de la electrici-             presión osmótica.        iónicos y moleculares.       de cualquier compues-      Sodio: la fuente es

dad. HCl, NaOH.                                                                                             to, con la unidad, áto-       es la sala de mesa.

                                                                                                     mo gramo.                    Ingestión de 5 gr.
                                                                                                                                      

                                                                       Ejemplo
                                                                                                                                Potasio: presente

+ Electrolitros          + Potasio (K)                                          + Gamblegrama o    en la mayoría de
      Débiles                  Principal catión       + Ósmosis                      ionograma           los alimentos. In-

Existen como una               intracelular, in-             Es la fuerza que de-                                                        gestión: 4 gr.

mezcla de iones y               fluencia sobre ac-         be aplicarse a la solu-       Es la representación      

moléculas, ácidos               tividad muscular.          ción de mayor concen-     de los valores de a-

y bases débiles.                                                        tración, evitando el           niones y cationes en

NaHCO_{3.                                                                                                  flujo a través de la             mEq/litro de cada                 Cloruro: presente}

                                                                    membrana.                       líquido biológico.           en sal de mesa, le-
                                                                                                                                      che, carne y huevo.

                                                                                                                                      Ingesta: 1.5 - 5.1 gr
                                    + Cloruro (Cl^-)        En la práctica clínica se                                                 diarios.
                                       Esencial en equi-     maneja el OSMOL, es

_{+ No Electrolitos            librio ácido base y    decir, milimol, miliequi-}    

_{Se disuelven como mo-          acuoso, forma áci-   valente y miliosmol.                                                      Calcio: presente en}

_{léculas dando solucio-            do clorhídrico.                                                                                                     leche, yema de}  

_{nes que no conducen la                                                                                                                                        huevo, aguas duras}

_{electricidad.                                                                                                                                                            y vegetales. Ingesta}

_{Ej. Glucosa, sacarosa, etc.                                                      Concentración de mo-        Presión                 400 mg diarios.}

                                                                                           léculas de soluto               Osmótica

                                             + Fosfato y Amonio

                                         (HPO₄^-  y NH₄)                                                                   Magnesio: presente

                                         Importante en equilibrio        se expresa                    se expresa       en cereales, nueces,

                                                 ácido base y en mecanis-                                                                  carne, mariscos y

                                                 mos compensadores.           Molalidad              Osmoralidad eche. Ingesta de

                                                                                                                                  300 a 400 mg.

                                                                              Molaridad             Osmolalidad

                                                                                                                                 Fósforo: presente en

                                                                                                                                 en casi todos los ali- 
                                                                                                                                 mentos. Ingesta de 1

                                                                                                                                 a 1.5 gr. diarios.
                                                   + Equilibrio Gibbs - Donnan
                                                      Sistema constituido por dos solu-
                                                                 ciones separadas por una mem-
                                                                 brana.                                                                         + Vías de egreso ordi-
                                                                                                                              narias y extraordina-

                                                                                                                              rias

                     La primera contiene elemen-         La segunda contiene iones        
                     tos ionicos no difusibles,               difusibles                                  Sodio: 95% es excre-
                     como las proteínas, y iones                                                             tado a través de la o-
                     difusibles.                                                                                        rina; 5% por sudor y
                                                                                                                             y heces.

                                                                                                                             Potasio: 90% elimina
                                                                                                                             do por el riñón, 10%

                                                                                                                             por sudor y heces.

                                                                                                                             Cloruro: excretado

                                                                                                                             por orina, sudor, jugo

                                                                                                                                                      gástrico en la bilis,

                                                                                                                                                      pancreático e intesti-

                                                                                                                                                       nal.

                                                                                                                                                     Calcio: 70 - 90% por

                                                                                                                            heces; tambien por la 

                                                                                                                                                     orina y sudor.

                                                                                                                                                    Magnesio: su excre-

                                                                                                                           ción es por bilis y po-

                                                                                                                                                    co por orina.

                                                                                                                           Fósforo: excretado por

                                                                                                                                                    la orina y poco por

                                                                                                                                                    heces.

Características y Diferencias entre los Elementos de Representación de Textos

ü  Características

·         Esquema: se trata de un diagrama que trata de acomodar primeramente las ideas principales, en seguida las ideas secundarias y al final los detalles, trata de que el tema se entienda correctamente a través de la expresión de detalles a cerca de cada concepto, es decir, profundiza a cerca de cada tema.

·         Mapa Conceptual: presenta ideas y conceptos de una forma ordenada, tratando de dar ejemplos a cerca de cada concepto que está tratando, su idea es que el contenido leído se reproduzca de una forma jerarquizada.

·         Mapa Mental: da a conocer las ideas principales y los conceptos por medio de imágenes a través de las cuales trata de explicar una frase, de modo que la persona comprenda mejor y se quede grabada en su mente una idea a acerca del tema central de una forma más clara.

·         Red Conceptual: se trata de un diagrama, puede ser de cuadros o dirigido con flechas, éste no es jerárquico, no lleva un orden de acuerdo a las ideas, trata de explicar un tema de una forma concisa, sin utilizar muchas palabras.

ü  Diferencias

·         Esquema: una diferencia entre este tipo y los demás es que éste separa las ideas principales de las secundarias, de los ejemplos y de los detalles, los cuales los redacta con precisión y concisión, trata de no ser muy extenso como el mapa conceptual, no contiene imágenes como el mapa mental.

·         Mapa Conceptual: las diferencias que presenta con los demás, se basan en que éste tipo trata de explicar con detalles, es decir, usa más palabras, incluso muestra ejemplos.  Otra diferencia, es que es más extenso y trata más temas.

·         Mapa Mental: la clara diferencia que se encuentra en este en comparación con los demás es que sólo utiliza imágenes, trata de que una imagen diga más que una frase y que una idea principal, resulta más divertido que los demás, ya que se pueden expresar las propias opiniones de acuerdo a cómo se entendió el tema.

·         Red Conceptual: : éste se diferencia de los demás en que utiliza en ocasiones una sola palabra que engloba una idea principal, sin tantos detalles, con el fin de que se fije en la mente una imagen que englobe una frase completa.  No utiliza imágenes, sólo palabras.  Es muy conciso y preciso en lo que trata de decir.

Resumen - Las Bases de la Bioquímica

Este resúmen lo realicé por medio de palabras clave.

LAS BASES DE LA BIOQUÍMICA

Introducción

     La Bioquímica explica las estructuras y las funciones de los seres vivos, así como su estructura, cómo interaccionan y su función biológica.

     La Química Orgánica, conocida como la Química del Carbono y de sus compuestos, constituye la base de la química de los seres vivos.  Hay que conocer bien los elementos que componen a los seres vivos como el agua y el oxígeno y las características que definen un sistema biológico

FUNDAMENTOS QUÍMICOS

     La Materia está constituida por átomos.

     La unidad fundamental de la materia es el átomo, constituido a su vez por subpartículas: protón, neutrón y electrón.

    Los átomos contienen el mismo número de protones que de electrones.  También existen átomos cargados llamados iones; si pierden electrones, los átomos tendrán carga positiva y formarán cationes, si los ganan, tendrán cargas negativas y constituirán aniones.

     Toda la masa se concentra en el núcleo, donde se localizan los neutrones y los protones.  Los electrones se encuentran en los orbitales atómicos.

    Los elementos químicos están formados por cierto números de protones presentes en el núcleo (número atómico Z), un mismo elemento puede variar en su número de neutrones, lo que determina la existencia de isótopos, se diferencian en su masa.

Los Orbitales atómicos quedan definidos por los números cuánticos

     Los electrones se localizan en los orbitales, este queda definido por un conjunto de tres números, denominados números cuánticos:

1.       Número Cuántico Principal (representado por la letra n), describe el tamaño y la energía del orbital, existen orbitales 1, 2, 3…

2.       Número Cuántico Azimutal (l), define la forma geométrica del orbital, se representa con las letras s, p, d y f.

3.       Número Cuántico Magnético (m₁), define la orientación en el espacio.

     Los números atómicos definen los orbitales respecto a su energía, tamaño, forma y orientación.

     Los electrones ocupan los niveles de energía más bajos, aunque ocupan subniveles separados, según el principio de máxima multiplicidad.  Para esto es necesario un cuarto número que permita identificar dos mismos electrones en un mismo orbital: el número spin, éste refleja el movimiento de los electrones.

     En lugar de dibujar los orbitales atómicos, se utiliza una forma simplificada, la configuración electrónica a modo de cajas, que se irán llenando de acuerdo al número de electrones.

¿Qué determina el orden de los elementos en la tabla periódica?

     El orden de los elementos en la tabla periódica se determina por dos ejes: uno, por periodos y otro por grupos.  Se ordenan en un periodo según aumentan en su número de protones, el último elemento de cada periodo tiene completo su último nivel de energía y se denomina gas noble.

Los elementos se combinan y forman moléculas

    Un elemento es estable cuando sus orbitales estén completos.  Los átomos tienden a disociarse cuando forman moléculas.  La unión de estos se establece mediante enlaces químicos.  Las moléculas que están constituidas por diferentes elementos se llaman compuestos.  La mayoría de las reacciones químicas proceden de la formación y ruptura de enlaces químicos.

     La configuración electrónica determina la reactividad de los elementos, es la distribución específica de los electrones dentro de una molécula.  Los electrones de valencia son los que participan en las reacciones químicas.

     La regla del octeto se basa en el comportamiento de los gases nobles, éstos tienen poca tendencia a reaccionar químicamente por tener completa su última capa (de los electrones de valencia), ésta regla fue postulada por Lewis.

     La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de atraer hacia sí el par de electrones compartido.

     El enlace covalente se da cuando dos elementos comparten sus electrones de valencia hasta completar su última capa, durante la reacción los átomos poseen una elevada electronegatividad; éste tipo de enlace se da en las moléculas biológicas.  De la combinación de dos orbitales atómicos surge un orbital molecular, se conoce como orbital enlazante.

Orbitales híbridos.  La tetravalencia del carbono

     Elementos del segundo periodo (ej. Carbono, Nitrógeno y Oxígeno) los orbitales s y p interaccionan formando orbitales híbridos, consiguen que los elementos formen mayores enlaces, mantienen mayor distancia entre ellos para minimizar la fuerza de repulsión.

Enlace covalente coordinado o dativo

     Para este tipo de enlace el átomo tiene que tener un par de electrones sin enlace, es decir, un par solitario en su nivel más extremo y el otro debe disponer de un orbital vacío.

Polaridad y enlaces polares

     En este enlace el átomo más electronegativo presenta mayor densidad de carga negativa, mientras que el otro tiene una densidad de carga positiva, el resultado es la formación de un dipolo.

Los grupos funcionales determinan las interacciones entre biomoléculas

     Las posibilidades que tiene el átomo de carbono para formar moléculas diferentes se da por la capacidad de formar cuatro enlaces con ángulos muy abiertos, ya que son enlaces covalentes no polares son muy estables.  Una biomolécula debe estar en constante cambio, para formar asociaciones entre ellas o con el agua.

     Los elementos importantes en la reactividad de las biomoléculas son el oxígeno y el nitrógeno, átomos electronegativos.  En dichas biomoléculas se presentan los grupos funcionales, éstos tienen naturaleza determinante en el funcionamiento de la biomolécula para la formación de biopolímeros.

Las interacciones débiles determinan la función de la molécula

     Todo proceso biológico se produce por las interacciones entre moléculas, estas interaccionan para comenzar una acción y posteriormente separarse.   Las interacciones débiles suelen ser de naturaleza electrostática, incluyen los puentes de hidrógeno, los puentes salinos y las fuerzas de van der Waals; así como de naturaleza hidrofóbica.

Puente de Hidrógeno

     Esta interacción es relativamente fuerte, es común entre moléculas polares en medio acuoso, responsables de las uniones débiles del agua.  Para que se forme es necesaria la presencia de un átomo de hidrógeno unido a un átomo electronegativo.

Enlace Iónico o Puente Salino

     En la célula los iones van a establecer interacciones de tipo electrostático o Puente Salino.

     Aquellos grupos funcionales que se comportan como ácidos o bases van a presentar una carga real, lo que les convierte en un ion.  Estos en solución acuosa pueden atraerse o repelerse según su carga, esta interacción se considera débil.  Debido a la capacidad que tiene un pacido de ceder o captar protones depende de la concentración de H.

Fuerzas de van der Waals

     Son interacciones débiles que mantienen unidos temporalmente átomos o moléculas no polares, también son de tipo carga – carga.  Son dipolos temporales, los cuales se están formando entre moléculas en solución.

Interacción Hidrofóbica

     Las fuerzas hidrofobias no presentan  naturaleza electrostática, sólo se darán entre moléculas no polares.  La fuera que mantiene unidas a las moléculas apolares se basa en la tendencia de expulsar el agua de su entorno.  Ejemplo: membranas lipídicas de las células y organelos.

EL AGUA COMO PRINCIPAL DISOLVENTE BIOLÓGICO

La molécula de agua es un dipolo

     El agua es el principal disolvente biológico.  Su molécula tiene la característica de comportarse como un dipolo, las interacciones débiles que establece una molécula con las de su alrededor se realiza mediante puentes de hidrógeno, gracias a este tipo de interacción se van a disolver muchas moléculas biológicas.

Química de los ácidos y de las bases

     Una base es una sustancia con un par de electrones disponibles para formar un enlace covalente dativo, mientras que un ácido es una molécula que existe en un átomo capaz de aceptar un par d electrones ya que posee un orbital libre.

     Sólo unos pocos grupos funcionales van a comportarse como ácido o base.

El pH y el pK_a

     La acidez se mide por la concentración de iones Hidronio, abarca el rango desde 1 molar hasta de 10^-14 M.  Se decidió convertir estas concentraciones a la escala logarítmica o escala del pH (del 0 al 14).  Se puede definir pH= -log₁₀ H⁺.

     A 25°C el pH del agua pura que contenga concentraciones iguales de ion hidronio y de ion hidroxilo es 7.

Las soluciones tampón regulan el pH de la célula

     La mayoría de las enzimas van a presentar tipo de grupos ionizables en su centro activo, comprenderá un importante papel que juega una pequeña fluctuación del pH celular.

     Tanto en el medio intracelular como el extracelular será imprescindible una regulación del pH para que las moléculas operen de forma óptima.  Los tampones son sistemas acuosos que amortiguan los cambios que se producen en el pH, están constituidos por un ácido débil y su base conjugada.  Cuando la concentración de ambos es similar entonces tiene gran capacidad amortiguadora.  Según la ecuación de Henderson – Hasselbalch cuando el valor del pH es igual al valor del pK_a entonces las concentraciones serán iguales.  En la célula las sustancias con un pK_a próximo a 7, se consideran buenos tampones.

LAS REACCIONES QUÍMICAS EN LA CÉLULA

Equilibrio de una reacción química

     En una reacción química el producto formado comienza a reaccionar para dar un nuevo reactivo, es decir, la reacción es reversible, marcha atrás y se dice que alcanza el equilibrio.  La mayoría de las reacciones que se dan en la célula son reversibles.

     La velocidad de una reacción se determina por una constante de velocidad (k) y por la concentración del reactivo.

     Los principios de termodinámica ayudan a predecir si una reacción química se produce espontáneamente o no; si esta es espontánea se dice que está alejada del equilibrio.

     La variable G es una “función de estado”, por lo que su valor no depende de la vía que utilice para ir al estado inicial al final.  El valor de incremento G proporciona información de la espontaneidad de la reacción, pero no sobre la velocidad de la reacción.

Reactividad de las moléculas biológicas

     La presencia de grupos funcionales en las biomoléculas proporciona sitios donde van a unirse a otras o a reaccionar y transformarse.  Los sitios reactivos pueden ser Nucleófilos o Electrófilos.

ü  Centros Nucleófilos: grupos ricos en electrones o pares solitarios, atacarán a grupos cargados positivamente.

ü  Centros Electrófilos: tiene atracción por las cargas negativas.

     Las reacciones de condensación tiene un papel importante en la formación de las macromoléculas, estas reacciones van a ser determinantes en la formación de polímeros.

     Otra reacción es aquella en la que se transfiere electrones de un sustrato a otro, se denominan de oxidación – reducción o rédox.

     En las biomoléculas los procesos de rédox tienen lugar en los átomos de carbono.  Los niveles de oxidación del carbono se pueden evaluar contando el número de enlaces que establece el carbono con el hidrógeno o con el oxígeno.

EL CONTEXTO CELULAR

     Niveles de organización molecular de la célula: en el primer nivel los componentes son los monómeros, estos se asociarán en polímeros para dar el segundo nivel o nivel macromolecular; la asociación de diferentes macromoléculas formará estructuras o complejos supramoleculares del tercer nivel.  El último nivel es el celular o los orgánulos celulares.  La organización orgánica es un punto fundamental para comprender el funcionamiento metabólico del organismo.

Disposición de los Electrones en los Átomos - Métodos de Lectura

MÉTODOS DE LECTURA:

El método que utilizé para realizar mi lectura fue el de subrayado, el cual lo efectué por medio de colores.

DISPOSICIÓN DE LOS ELECTRONES EN LOS ÁTOMOS

     A principios del siglo XX empezó a estudiarse la disposición de los electrones, una de las propiedades de los elementos ha venido siendo estudiada desde la invención del espectroscopio en 1859.  En 1913 Bohr descubrió la manera en que estaban relacionadas las estructuras de rayas del espectro.  En la actualidad no se dispone aún de un modelo físico preciso.

Los Espectros Atómicos

     Espectros de emisión.  Cuando un elemento absorbe energía de una llama o de un arco eléctrico, emite energía radiante, ésta puede pertenecer al intervalo de la luz visible.  Al hacerla pasar a través del prisma de un espectrógrafo, se forma una imagen denominada espectro de emisión.  Éstos son de dos tipos: continuos y discontinuos.

     Algunos elementos necesitan tan sólo ser calentados en un mechero Bunsen para que emitan una luz de un cierto color, algunos ejemplos: litio, sodio, potasio, calcio y estroncio.  El método para comprobar si una sustancia se encuentra en estos elementos, se debe disolver un poco de esta sustancia en agua e introducir un arito de platino.  Si se evapora una gota de la disolución y se aplica la llama, ésta adquirirá el color característico de los elementos.

     El análisis preciso del color de una llama puede efectuarse mediante un espectroscopio de prisma sencillo, el cual desvía la trayectoria de cualquier rayo de luz y desvía los colores de manera desigual.  El espectro consiste en un conjunto de rayas brillantes sobre un fondo oscuro, denominado espectro de emisión de rayas brillantes.

     El rubidio, cesio, talio, indio, galio y escandio fueron descubiertos como resultado del examen espectrógrafo.

    El Helio fue descubierto en el sol, en 1868 Pierre Janssen descubrió líneas en el espectro de la corona solar, J. N. Lockyer sugirió que podían pertenecer a un elemento existente en el sol.  En 1895 Sir William Ramsay descubrió que también existía en la Tierra.

     Los espectros y las energías de los electrones.  Los electrones que rodean el núcleo se encuentran en condiciones normales, en posiciones que se denominan Estados Normales.  Al someter a temperaturas elevadas o por bombardeos, éstos absorben energía y se trasladan a lugares de mayor energía o estados excitados.  Las muestras del mismo elemento emiten radiación de la misma longitud de onda, cualquier elemento emite siempre sólo ciertas longitudes de onda.

     Los electrones dispuestos alrededor del núcleo según niveles energéticos, definidos E₁, que al ser excitados migran a otros definidos E₂.

     Espectros de absorción.  La mayoría de los sólidos emiten radiación de todas las longitudes de onda visibles, ésta da un espectro de emisión continuo.  Los elementos y compuestos con punto de fusión elevado se emplean como fuentes adecuadas de espectros continuos, ejemplo, el tungsteno.

    Al atravesar una radiación electromagnética continua, quedan absorbidas ciertas longitudes de onda, estas son características de las sustancias que absorben la radiación y la estructura de estas rayas se denomina espectro de absorción.

     El estudio del espectro de absorción de los gases ha conducido al desarrollo de métodos para la identificación de sustancias, tanto gaseosas como líquidas o sólidas.

Energía de Ionización de los Átomos

     La energía del rayo catódico en electrón-voltios, necesaria para desprender de un átomo el electrón menos atraído, es la llamada energía de primera ionización de un elemento:

Átomo + energía          ion + electrón

     Átomos que posean una cantidad suficiente de electrones resultará posible desprender un segundo electrón, mediante una mayor diferencia de potencial, etc.

1.       El potasio, socio, litio, poseen energías de primera ionización, es decir, poseen un electrón que puede perder con facilidad.

2.       El magnesio y calcio, poseen energías de ionización primera y segunda, es decir, cada uno posee dos electrones que pueden desprenderse con facilidad.

3.       El helio, neón y argón poseen unas energías de segunda ionización muy altas, es decir, los átomos de estos elementos retienen todos sus electrones con gran fuerza.

     A partir del número total d electrones que poseen los átomos de los gases nobles ha podido determinarse que el helio posee sólo un nivel de energía y que el neón y el argón poseen, 8 electrones en su nivel de energía más externo.

     La energía necesaria para desprender un electrón varía de manera periódica según aumentan los números atómicos.

Periodicidad de las Propiedades

     Los elementos que poseen propiedades parecidas aparecen en determinados intervalos en la clasificación periódica, importante indicados de la existencia de diversos niveles de energía.  Tomamos como número atómico el número de electrones de un átomo.  Existen siete periodos de elementos, indica siete repeticiones en la disposición de los electrones.

     Tabla periódica en forma larga.  Ha recibido general aceptación, acentúa aquellos cambios en las propiedades que dependen del número atómico.  Existen 16 divisiones verticales en grupos o familias.  Existen 7 filas horizontales o periodos, acabando cada uno en un gas noble.

     La tabla se encuentra dispuesta de tal manera que los elementos similares se encuentren en la misma familia.

    Con el estudio de los espectros atómicos, las energías de ionización y de la tabla periódica, los físicos han llegado a la conclusión de que los electrones no excitados se encuentran dispuestos entre uno y siete niveles principales de energía.

     El primer nivel energético contiene tan sólo 2 electrones, para los niveles energéticos situados a mayores distancias del núcleo, cada nivel puede permitir electrones, va aumentando y decreciendo la atracción.  Los niveles de energía se designan con un 1, 2, 3, 4, etc., o bien con las letras K, L, M, N, etc.

Subniveles Energéticos

     Se hace necesario postular que dentro de cada nivel de energía deben existir subniveles energéticos que expliquen la cantidad de longitudes de onda de la energía radiante emitida.

     Los subniveles fueron recibiendo nombres: Sharp, principal, diffuse y fundamental.  El número de subniveles que posee un nivel principal es igual al número de ese nivel.  Para el nivel principal sólo existe un subnivel s, para el segundo existen los subniveles s y p, para el tercero existen los subniveles s, p y d, etc.

Mecánica Ondulatoria y Orbitales

     De acuerdo con el principio de incertidumbre de Heisenberg, no es posible el medir exactamente la posición y velocidad de un electrón.  Mediante métodos matemáticos de la mecánica cuántica, Erwin Schrodinger, pudo calcular la probabilidad de encontrar el electrón en la región del espacio que rodea el núcleo.  Estas regiones se denominan Orbitales.

     Cada orbital puede ser ocupado por más de dos electrones.

     El primer nivel energético posee tan sólo un orbital, se cree que es esférica.  El segundo nivel principal que contiene un máximo de 8 electrones está formado por 4 orbitales.  El tercer nivel principal de energía, que posee como máximo 18 electrones, contiene tres subniveles con nueve orbitales.

1.       Los niveles de energía se designan con los números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

2.       El número de subniveles es igual al número que designa ese nivel.

3.       El cuadrado del número de un nivel da el número de orbitales que posee ese nivel.

4.       El número de orbitales multiplicado por 2 nos da el máximo número de electrones.

Forma de Completarse los Orbitales.  Los dos primeros niveles se encuentran separados por una diferencia de energía.

     A medida que el número de electrones va aumentando de átomo en átomo en la tala periódica, dos principios los rigen: el orden en el que los subniveles se llenan sigue la escala de energías; cada orbital es ocupado por un solo electrón antes de que ningún orbital adquiera electrones.

     La estructura de un átomo no coincide siempre con la que se obtiene según el método corregido.

La Tabla Periódica y la Manera de Llenarse los Orbitales.  El orden según el cual los electrones se van disponiendo para construir las estructuras atómicas está claramente relacionado con la tabla periódica.

Orbitales y Energías de Ionización.  Algunas de las desviaciones respecto al comportamiento periódico ideal que se dan en cada periodo, examinando las variaciones de energía en función de la disposición de los electrones en los orbitales y subniveles.

1.       Al empezarse a ocupar un nuevo nivel externo de energía, éste nuevo electrón se encuentra atraído débilmente, por lo tanto tiene energía de ionización baja.

2.       Dentro de cada periodo existe un aumento de la energía de ionización.

3.       Al completarse los subniveles p, se aumenta la energía de ionización, cuando se completan los subniveles s y d, se originan los picos en las gráficas de la energía de ionización.