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Anual Uni Semana 05- Química - Camila Darien

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QUÍMICA
P R O G R A M A A C A D É M I C O V I R T U A L
Ciclo Anual UNI
Docente: Jhon Silva
Semana: 5
ESTRUCTURA 
ELECTRÓNICA
Jhon Sila Susanibar
C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A
C U R S O D E Q U Í M I C A
OBJETIVOS
1. Comprender la teoría del modelo atómico actual 
como desarrollo de la mecánica cuántica.
2. Entender la definición de ORBITAL
3. Descripción de los números cuánticos. 
Jhon Sila Susanibar
4. Distribución electrónica según el principio de 
construcción. 
C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A
C U R S O D E Q U Í M I C A
INTRODUCCIÓN
¿Cómo serán realmente 
los átomos?
¡Hola!
¿Y quién dio ese modelo 
cuántico?
Jhon Sila Susanibar
C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A
C U R S O D E Q U Í M I C A
1. PLANCK Y EL INICIO DE LA TEORÍA CUÁNTICA
Hipótesis de Max Planck (1900)
La materia solo puede emitir radiación
electromagnética (energía) en
pequeños paquetes discretos,
discontinuos denominados cuantos de
energía (E).Max Planck
(1858 – 1947)
Físico Alemán 
𝐸 = ℎ. 𝜐 ℎ: constante Planck o cuanto de acción (6,63𝑥10−34 J.s) 
𝐸: Cuanto de energía o fotón (J)
𝜐 : frecuencia (1/s)
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C U R S O D E Q U Í M I C A
Jhon Sila Susanibar
2. MODELO ATÓMICO DE BORH
En 1913 Borh propone un modelo atómico que describía la estructura atómica del 
átomo de hidrogeno. Partiendo del modelo atómico de E. Rutherford (sistema 
planetario en miniatura)
Niels Bohr
(1885 – 1962)
Físico Danés 
✓ El electrón gira en orbitas circulares a 
ciertas distancias definidas entorno al 
núcleo atómico.
✓ Cualquiera sea la orbita del electrón, 
este no emite energía radiante.
✓ El electrón solo modifica su energía 
solo cuando cambia de orbita. 
Ganando o emitiendo energía en 
forma de cuantos.
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C U R S O D E Q U Í M I C A
3. CARÁCTER DUAL DE LA MATERIA
Partiendo del dualismo de la luz (Planck), el
físico francés Louis de Broglie (1924)
presentó su hipótesis que sostenía que toda
partícula en movimiento tiene carácter
ondulatorio. Es decir; se comporta como
onda y partícula.
𝜆 =
ℎ
𝑚𝑣
𝜆: longitud de onda
ℎ: constante de planck
𝑚: masa
𝜈 : velocidad
Louis de Broglie
(1892 – 1977)
Físico Francés 
Jhon Sila Susanibar
¿Por qué se restringe 
el movimiento de los 
electrones a orbitas 
con distancias fijas?
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Átomo
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4. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
Formuló que es imposible conocer
simultáneamente la posición (x) y la
cantidad de movimiento p (p = m.v) para
una partícula como el electrón en el
átomo. Expresando la siguiente fórmula
matemática:
∆𝑥. ∆𝑝 ≥
ℎ
4𝜋
Werner Heisenberg
(1901 – 1976)
Físico Alemán
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Erwin Schrödinger
(1887 – 1961)
Físico Austriaco
5. ORBITAL ATÓMICO U ORBITAL:
El orbital es la región 
energética espacial de 
mayor probabilidad 
electrónica (REEMPE). Es 
decir; es la región donde 
hay la mayor posibilidad de 
encontrar a un electrón.
𝝍 𝝍𝟐
Función de Onda Describe al Orbital
Un orbital independientemente de su forma 
y tamaño puede contener como máximo dos 
electrones. 
Esférica
Dilobular
Los orbitales 
presentan diferentes 
formas geométricas
Orbital lleno Orbital semilleno Vacío
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C U R S O D E Q U Í M I C A
La mecánica cuántica requiere tres números cuánticos para
describir la distribución de los electrones en el átomo de hidrógeno
y otros átomos. Estos derivan de la solución matemática de la
ecuación de Schrödinger, que si bien solo se describe para el átomo
de hidrógeno se puede extender para átomos polielectrónicos.
6. NÚMEROS CUÁNTICOS (N.C):
Jhon Sila Susanibar
𝒍 𝒎𝒍 𝒎𝒔𝒏
N.C principal N.C secundario N.C Magnético N.C Spin electrónico
En 1928 Paul Dirac
reformuló la ecuación de
Schrödinger involucrando
en su solución a un cuarto
número cuántico.
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6.1. N.C principal (𝑛):
✓ Se relaciona con el tamaño del orbital✓ Señala el nivel energético principal 
para el electrón.
+ Aumenta energía 
𝑛 1 2 3 4 5 … ∞
K L M N O ……
𝑛 = 1 𝑛 = 2 𝑛 = 3
Ejm.: Para el orbital de tipo “s”
𝑥
𝑦
𝑧
𝑦
𝑧
𝑥 𝑥
𝑦
𝑧
Valores permitidos para “n”
✓ Teóricamente, para un nivel: 
⋕ 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑚á𝑥. = 2𝑛2
𝑛 = 1
𝑛 = 2
⋕ 𝑒−(𝑚á𝑥. ) = 2.12= 2
⋕ 𝑒−(𝑚á𝑥. ) = 2.22= 8
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6.2. N.C Secundario o Azimutal (𝑙):
✓ Indica la forma de los orbitales✓ Señala el subnivel energético para el 
electrón.
𝑙 0 1 2 3 … (𝑛 − 1)
Valores permitidos para “𝑙”
𝑠 𝑝
𝑑 𝑓
𝑠 𝑝 𝑑 𝑓 …
¡Tener en cuenta!
"𝑙 “ toma valores desde 0 hasta (n-1)
𝑛 = 1 𝑙 = 0
𝑛 = 2 𝑙 = 0 𝑦 1
𝑛 = 3 𝑙 = 0, 1 𝑦 2
𝑛 = 4 𝑙 = 0, 1, 2 𝑦 3
𝑒𝑗𝑚. :
En un nivel 𝑛 hay 𝑛 Subniveles teóricamente 
Sharp Principal
Difuso Fundamental
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6.3. N.C Magnético (𝑚𝑙):
Describe la orientación del orbital en el espacio y para el electrón señala el orbital en el 
cual se encuentra dentro de un subnivel.
Valores permitidos para “𝑚𝑙” -𝑙, … ,−2,−1, 0, +1,+2,… ,+𝑙
𝑠𝑢𝑏𝑛𝑖𝑣𝑒𝑙 (𝑙) 𝑚𝑙 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑜𝑟𝑏𝑖𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 (2𝑙 + 1) 𝑒
−(𝑚á𝑥. )
1 (s) 0 1 2
2 (p) −1, 0, +1 3 6
3 (d) −2,−1, 0, +1,+2 5 10
4 (f) −3,−2, −1, 0, +1,+2,+3 7 14
Orientación espacial de 
orbitales del subnivel “p”
𝑝𝑥 𝑝𝑦 𝑝𝑧
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6.4. N.C Spin Electrónico o giro electrónico (𝑚𝑠):
+ ൗ𝟏 𝟐 − ൗ
𝟏
𝟐
𝑒− 𝑒−
Muestra el sentido de rotación o 
giro del electrón alrededor de su 
propio eje imaginario.
Antihorario Horario
𝑚𝑠 = ± ൗ
1
2
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Te has percatado que a diferencia del 𝑚𝑠 que toma dos 
valores específicos, los tres primeros números cuánticos 
toman diversos valores y que se relacionan entre si.
En la combinación de números cuánticos se debe cumplir siempre
𝑛 > 𝑙 ≥ | 𝑚𝑙|
1 0 0
2
0
1
0
0
- 1
+ 1
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𝑛 𝑙 𝑒−
1𝑠2
2𝑝6
3𝑑10
4𝑓14
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7. Notación cuántica para un subnivel de energía
𝑛𝑙𝑥
Donde:
𝑛: 𝑛𝑖𝑣𝑒𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎
𝑙: 𝑠𝑢𝑏𝑛𝑖𝑣𝑒𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎
𝑥: 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠
Ejm.:
1
1
2
2 6
0
34 14
23 10
𝑛 𝑙 𝑒−
3𝑝3
2𝑑8
5𝑓10
4𝑠3
Ejercicio: Señale que notación cuántica no 
existe.
13 3
22 8
35 10
14 3
>
=
𝟐
X
X
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8. Configuración Electrónica
Para explicar diferentes propiedades de los elementos es necesario 
conocer como se distribuyen los electrones en la zona extranuclear.
¿Por qué los metales 
conducen bien la 
electricidad?
¿Por qué los metales se 
oxidan fácilmente?
La configuración electrónica consiste en
distribuir a los electrones en la diferentes
regiones de la nube electrónica, siguiendo
algunos principios.
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Subnivel 𝑛 𝑙 𝐸𝑅
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8.1. PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN PROGRESIVA O AUFBAU
Los electrones de un átomo o ion en su estado basal se distribuyen en los subniveles de en
orden creciente a sus energía relativas (E.R). La cual se evalúa de la siguiente manera:
𝐸𝑅 = 𝑛 + 𝑙 𝑛: 𝑛𝑖𝑣𝑒𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 𝑙: 𝑠𝑢𝑏𝑛𝑖𝑣𝑒𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎
1 0 11𝑠
2 0 22𝑠
2 1 32𝑝
3 0 33𝑠
3 1 43𝑝
3 2 53𝑑
Cuando los 
subniveles tienen 
igual E.R se toma 
en cuenta el nivel 
principal “n”
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Subnivel 𝑛 𝑙 𝐸𝑅
3 0 33𝑠
3 1 43𝑝
3 2 53𝑑
4 0 44𝑠
• Sigamos analizando un poco más:
• Se observa que la E.R de 3𝑑 es mayor que 4𝑠 por 
tanto este último antes en la distribución 
electrónica.
• Teniendo en cuanta lo analizado se puede construir 
la distribución de los electrones en un átomo. Par 
ello veremos a continuación la regla de Möller.
REGLA DE MÖLLER
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Distribución electrónica lineal (regla práctica)
10𝑁𝑒 56𝑋𝑒36𝐾𝑟18𝐴𝑟2𝐻𝑒 56𝑅𝑛
Ejm.:
11𝑁𝑎
26𝐹𝑒
50𝑆𝑛
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠1
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠2 3𝑝6 4𝑠2 3𝑑6
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠2 3𝑝6 4𝑠2 3𝑑10 4𝑝6 5𝑠2 4𝑑10 5𝑝2
18𝐴𝑟 4𝑠
2 3𝑑6
10𝑁𝑒 3𝑠
1
36𝐾𝑟 5𝑠
2 4𝑑105𝑝2
Distribución electrónica Kernel
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Configuración electrónica de Iones
Cationes: se realiza la D.E del átomo neutro y luego se quita los electrones perdidos del mayor 
nivel (n). 
26𝐹𝑒
3+ → 18𝐴𝑟 4𝑠
2 3𝑑626𝐹𝑒 → 18𝐴𝑟 4𝑠
2 3𝑑6 Luego Queda
−2𝑒−
−1𝑒−
Ejm.: 26𝐹𝑒
3+
Aniones: Solo se suma la cantidad de electrones ganados y se realiza la distribución de forma 
general. 
Ejm.: 16𝑆
2−
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠2 3𝑝6 18𝐴𝑟<>
#𝑒− = 16 + 2 = 18
16𝑆
2− <>
El ion 𝑆2− no se convierte en 
Ar, solo adquiere su misma 
configuración electrónica. Es 
decir serán ISOELECTRÓNCOS
18𝐴𝑟 4𝑠
0 3𝑑5
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