Química (PARCIAL I)

Vista previa del material en texto

Robert Boyle: fue un abogado de una idea filosófica que era una forma de atomismo, la que, lentamente desplazaba las ideas aristotélicas sobre la constitución de la materia. Fue el que definió el término “elemento” en 1661, como cuerpos primitivos y simples que no están hechos de ningún otro. En sus experimentos, encontró que los metales ganaban peso cuando se los calentaba y se convertían en escoria (sustancia vítrea que sobrenada en el crisol de los hornos de fundición). Interpretó este fenómeno como causado por partículas que eran capaces de atravesar las paredes del recipiente de vidrio donde se calentaba al metal.
Capítulo 1: sistemas materiales:
El universo está compuesto por materia y energía. Se denomina materia a todo lo que posee masa.
En los fenómenos físicos la materia no cambia su naturaleza, mientras que en los fenómenos químicos la materia es alterada en mayor o menor grado.
Para que una transformación química ocurra aparecen asociados uno o más procesos físicos.
Cuando se estudia un fenómeno se emplea una porción del universo a la que se denomina sistema. Un sistema que intercambia materia y/o energía con el resto del universo es un sistema abierto. Cuando no hay intercambio de materia se habla de sistema cerrado. Un sistema que no puede intercambiar ni materia ni energía con el exterior es un sistema aislado.
El conocimiento del tipo de sistema que se está utilizando en un determinado experimento o teoría es importante porque define el tipo de vinculación que tiene con el exterior quedando determinadas las variables relevantes para describir al sistema. Las leyes que se enuncian, lo mismo que las consecuencias de las teorías que se elaboran, no pueden ser verificadas experimentalmente si el sistema empleado no es el correcto.
Materia y energía: todo lo que tiene masa es considerado como materia, y todo lo que no tiene masa es energía.
Einstein demostró que la materia y la energía son interconvertibles y la equivalencia está resumida en la siguiente ecuación: E = m.c2 Joule E: energía, m: masa, c: velocidad de la luz en el vacío (3.108 m/s)
El término energía se define como la capacidad que tiene un sistema de realizar trabajo.
Propiedades de la materia y la energía: los sistemas materiales presentan distintos tipos de propiedades que pueden clasificarse como propiedades intensivas y propiedades extensivas. Las que dependen de la cantidad de materia que tiene el sistema se denominan extensivas (masa, volumen, etc.). Aquellas que no dependen de la cantidad de materia se denominan intensivas (densidad, temperatura, etc.)
La principal propiedad de un sistema material es su masa. La masa es proporcional a su inercia o su resistencia a cambios en su movimiento. Se la mide a través de la fuerza con que el sistema material es atraído por el campo gravitatorio de la tierra. Ley de Newton: F = m.a F: fuerza ejercida sobre el sistema, m: masa del mismo, a: aceleración a la que está sometido el sistema. 
La masa y el peso están vinculados por la ecuación: p = m.g p: peso, m: masa, g: aceleración de la gravedad en la tierra (9,8 m/s2)
La materia aparece en la naturaleza en distintas formas o estados de agregación: gas, líquido, sólido, plasma, estados supercríticos, estados bidimensionales y unidimensionales.
El trabajo es igual al producto de la fuerza ejercida sobre un objeto por la distancia que éste recorre. W = F.d
 W: trabajo, F: fuerza ejercida sobre el objeto, d: distancia recorrida.
Tipos de energía que puede tener un sistema: cinética y potencial. La energía cinética depende exclusivamente de su masa y velocidad. Ec = ½ m.v2 Ec: energía cinética, m: masa, v: velocidad.
La energía potencial depende solamente de la condición física o de la posición relativa de nuestro objeto o sistema con respecto a otros objetos o sistemas. Ep = m.g.h Ep: energía potencial, m: masa, g: aceleración de la gravedad,
 h: altura con respecto al plano de referencia a la que se encuentra el objeto.
Las distintas formas de la energía pueden convertirse unas en otras pero la suma de todas es constante, no es posible crearla o destruirla. Esto constituye la Ley de conservación de la energía.
Ley de conservación de la masa: en todo proceso fisicoquímico llevado a cabo en condiciones ordinarias la masa permanece constante.
Cuerpos puros y sustancias: un cuerpo puro es la menor porción de materia con propiedades definidas (átomo). Cualquier sustancia formada por la combinación de átomos de distintos elementos y es posible definirla como la menor porción de materia al estado libre con propiedades bien definidas. Toda sustancia es posible de ser descompuesta en los elementos que la constituyen.
Fases, sistemas homogéneos y heterogéneos: se llama fase a toda porción de un sistema que tiene propiedades físicas y químicas constantes. Una fase está separada de otra por una superficie límite definida denominada interfaz.
Un sistema en el que se puede distinguir una sola fase se denomina sistema homogéneo, un sistema formado por más de una fase es un sistema heterogéneo.
Mezclas: tipos de formas en que un conjunto de sustancias está presente en la naturaleza.
Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Una mezcla heterogénea siempre puede descomponerse en mezclas homogéneas. Los procesos necesarios para descomponer una mezcla son siempre de carácter físico (filtración, evaporación, decantación, destilación, etc.). Estos procesos no alteran las propiedades de la materia, por lo que se los considera procesos físicos.
Soluciones: son mezclas homogéneas y están compuestas por lo menos por dos sustancias.
Las soluciones pueden estar formadas por cualquier conjunto de gases, sólidos y líquidos.
El principal problema en la separación de una solución en sus componentes comienza con la misma identificación de éstos.
Los métodos para separar los componentes de una solución se basan en las diferentes propiedades de las sustancias que constituyen la mezcla. Cuanto más diferentes sean las propiedades de las sustancias, más simples será su separación.
Antoine-Laurent Lavoisier: al analizar sus experimentos dedujo que la materia, identificada por su peso, se debía conservar en las reacciones químicas. Entre sus contribuciones más importantes se pueden mencionar la comprensión de que los procesos de la combustión y respiración eran causados por reacciones químicas con la parte del aire que él denominó oxígeno. Otra conclusión importante fue que el agua estaba compuesta por oxígeno e hidrógeno. Además dio nombres a muchos de los compuestos, actualmente utilizados.
En el caso del oxígeno, término que deriva del griego y significa formador de ácidos, Lavoisier expresó su teoría de que el oxígeno era el principio acidificante de las sustancias.
Capítulo 2: Ecuación química y balance de materia.
Teoría atómico-molecular de Dalton: el objeto principal de Dalton fue elaborar una teoría que le permitiera explicar una serie de observaciones experimentales que él y otros químicos habían realizado sobre los sistemas materiales.
La teoría de Dalton se basa en los siguientes postulados:
1- La materia está compuesta por partículas indivisibles llamadas átomos.
2- Todos los átomos de un mismo elemento tienen las mismas propiedades.
3- Una reacción química implica un reordenamiento de átomos.
4- El tamaño de los átomos es muy pequeño y durante una reacción química su número no cambia, es decir, no son creados ni destruidos.
En esta teoría los átomos son las unidades fundamentales sobre la base de las cuales se construye toda la materia. La conclusión más importante que se deriva de la teoría es que, en los compuestos químicos, los elementos se combinan en arreglos definidos.
Relaciones cuantitativas en los cambios químicos: la primera ley empírica que se explica con esta teoría es la ley de conservación de la masa. Si los átomos no son divisibles, los mismos no pueden ser creados o destruidos en el curso de una reacción química.
La teoría de Dalton también explica que cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, ésteencierra un arreglo definido de átomos. Esto constituye la ley de las proporciones múltiples. Según esta ley si dos elementos X e Y se combinan para formar un compuesto la relación de masa X a la masa de Y es un número entero y sencillo.
Masa atómica: la teoría de Dalton permitió determinar la masa de los átomos. Como se encontró que el hidrógeno era el elemento más liviano se le asignó el peso (o masa) unitaria. Los pesos atómicos del resto de los elementos se definieron por comparación con el del hidrógeno.
Más adelante la referencia del hidrógeno se cambió por el oxígeno (mo = 16) y más recientemente por el carbono (mc = 12) siendo esta última la que se utiliza en la actualidad.
En base a la doceava parte de la masa del átomo de carbono, como unidad, es posible desarrollar una escala de pesos atómicos relativos, y a la unidad se la denomina unidad de masa atómica (uma). Esta unidad se define como la doceava parte (1/12) de la masa del isótopo 12 del carbono. 
En los años posteriores a Dalton de descubrió que átomos de un mismo elemento pueden tener masas diferentes. Átomos de un mismo elemento con masas diferentes se denominan isótopos.
Debido a la existencia de los isótopos, las masas atómicas de la Tabla Periódica son valores promedios de todos los isótopos estables de cada elemento.
La masa atómica promedio se calcula utilizando la ecuación: MA = Σi .(MA)i.Ai A: abundancia.
Moléculas y fórmulas de compuestos: la mayoría de los elementos se encuentran asociados formando compuestos químicos (materia). La menor porción de materia con propiedades definidas al estado libre es la molécula. Una molécula está formada por la asociación de átomos en número muy variable entre 1 y varios miles.
Las moléculas constituidas por un solo átomo son las moléculas monoatómicas (gases nobles) y las moléculas formadas por miles de átomos, moléculas poliatómicas (moléculas diatómicas, moléculas triatómicas, moléculas poliatómicas).
Las moléculas se representan con las formulas que indican el tipo y número de átomos que las conforman. El establecimiento de las fórmulas de las distintas sustancias fue un trabajo arduo y que demandó los esfuerzos de muchos químicos.
La formula de un compuesto tiene significados cuantitativos muy importantes. Indica que un determinado compuesto o sustancia está compuesto siempre por tantos átomos de tal elemento (ley de la composición constante).
Las fórmulas de los compuestos pueden escribirse de distintas formas. Fórmula química: solamente indica la calidad y cantidad de átomos que forman una dada molécula pero no da información requerida a qué átomo está unido a cuál. Las fórmulas estructurales proveen esta información. En este tipo de fórmulas las uniones entre los distintos átomos se representan con una línea que los une.
Existen otros tipos de fórmulas que derivan directamente de la fórmula estructural, como las fórmulas condensadas: en ellas se representan los átomos como esferas y se respetan los ángulos que forman los enlaces.
El uso de uno u otro tipo de fórmula depende de la información que se desee transmitir o la propiedad que se quiera discutir de una molécula.
Concepto de mol: es la cantidad de materia que contiene un número de partículas igual al número de Avogadro. Número de Avogadro = 6.023x1023 partículas
En química el mol es utilizado como una unidad práctica. Se lo define como la cantidad de átomos contenidos en 12g del isótopo 12 del carbono (12C). Según esta definición, en 12g de 12C hay exactamente 6.023x1023 átomos de carbono. 
El término mol abarca tanto a un mol de átomos (átomo-gramo) o moléculas (molécula-gramo). La masa de una molécula es la suma de las masas de los átomos que la componen. 
Si se reemplaza la unidad uma por gramo de la masa atómica o molecular se obtiene la masa de un mol de átomos o de moléculas.
Las masas molares de átomos o moléculas son simplemente la masa de un átomo o molécula multiplicada por el número de Avogadro.
Fórmulas químicas: Para determinar la fórmula de un compuesto primero es necesario determinar la formula empírica del compuesto y luego determinar su fórmula molecular.
La fórmula empírica de un compuesto es la fórmula mínima que indica las cantidades relativas de cada elemento presentes en el compuesto.
La fórmula molecular indica el número real de átomos de cada elemento presentes en la molécula.
Para establecer la fórmula empírica de un compuesto se empieza por determinar la masa de cada elemento presente en el compuesto. Esta información se denomina composición centesimal o porcentual del compuesto. Para calcular la contribución de cada elemento se aplica la relación: %mi = (mi/mm)x100%
Para calcular cuántas formulas empíricas se necesitan para alcanzar la masa molecular observada del compuesto se divide la masa molecular observada por la masa de la fórmula mínima. 
Nomenclatura: para asignar el nombre a un compuesto es necesario que este nombre cumpla con al menos tres requisitos básicos: que el nombre sea único de manera que no haya otro compuesto con el miso nombre, que el nombre elegido sea práctico, lo más simple posible, y que el nombre asignado permita reconstruir la fórmula molecular del compuesto al que designa.
En la naturaleza existen moléculas que no tienen carga eléctrica residual, denominadas neutras y agrupaciones de átomos que tienen una carga positiva que se denominan cationes o carga negativa, denominadas aniones. Los iones pueden estar formados por uno o más átomos.
Nombre de los cationes: los cationes formados por un solo átomo reciben el mismo nombre del elemento precedido de la palabra ion (Na+ = ion sodio). Si el elemento puede formar más de un ion se debe utilizar el número de Stock para distinguirlos. El nº de Stock es un número romano igual a la carga del catión y se agrega al final del nombre entre paréntesis. (Cu+ y Cu2+ = ion cobre (I) e ion cobre (II)). 
En uno de los sistemas antiguos de nomenclatura se agregaban a los nombres de los elementos los sufijos oso o ico según se tratara de la carga menor o de la mayor.
Nombre de los aniones: los nombres de los aniones monoatómicos se forman agregando al nombre del elemento el sufijo uro. No es necesario indicar la carga del anión pues la mayoría de los elementos que forman aniones solamente forman uno solo. Todos los aniones que forman los elementos denominados halógenos reciben el nombre genérico de iones haluro o halogenuro (F- = Fluoruro)
Para los aniones poliatómicos si bien la nomenclatura sistemática es preferible, también se puede usar la nomenclatura antigua.
Los nombres de los aniones que tienen oxígeno, oxoaniones, se forman agregando el sufijo ato al nombre que no es oxígeno del anión (Co32- = ion carbonato)
En el caso en que el elemento pueda formar más de un oxoanión se construye el nombre agregando el sufijo ato al que mayor cantidad de oxígeno tiene y el sufijo ito al que tiene menor cantidad.
En algunos casos el elemento es capaz de formar más de dos oxoaniones, por lo que es necesario agregar prefijos al nombre del elemento (ClO-, ClO2-, ClO3-, ClO4- = Anión hipoclorito, anión clorito, anión clorato, anión perclorato)
Algunos oxoaniones contienen hidrógeno. En estos casos el nombre se construye agregando la palabra hidrógeno delante del nombre. (HCO3- = Hidrógeno carbonato)
Los oxoácidos son compuestos moleculares que pueden considerarse como los orígenes de los oxoaniones. Los nombres de los oxoácidos se construyen igual que los de los oxoaniones que originan con la diferencia de que se agrega la palabra ácido al comienzo (H2SO4= ácido sulfúrico).
Nombre de compuestos iónicos: aquellos compuestos que se clasifican como iónicos se nombran escribiendo primero el nombre del anión seguido de la conjunción “de” y finalmente el nombre del catión que forma parte del compuesto. (NaCl = cloruro de sodio)
En los casos en que un elemento puede formar más de un catión, el nombre de la sal se construye como en el caso anterior pero en lugar del nombre del elemento se utiliza el nombre del catión. (CuCl y CuCl2 = Cloruro cúprico y Clorurocuproso).
Muchas de las sales, cuando se cristalizan, incorporan moléculas de agua para formar lo que se denomina sal hidratada. En estos casos el nombre de la sal se completa agregando al final el número de moléculas agua que se indican con el prefijo (mono, di, tri, tetra, penta, etc). (CuSO4.5H2O = sulfato de cobre pentahidratado).
Nombres de compuestos moleculares: muchos compuestos moleculares se nombran utilizando prefijos para indicar el número de átomos de cada tipo que forman el compuesto en cuestión (N2O5 = pentóxido de dinitrógeno)
Ecuación química: un proceso químico es un fenómeno en el cual la naturaleza de las sustancias cambia. A este proceso se lo denomina reacción química y los químicos han desarrollado un método para simbolizar de la manera más simple posible, este proceso.
Al conjunto de sustancias que forman el sistema antes que ocurra la reacción química se lo denomina reactivos y al conjunto de sustancias que aparecen como consecuencia de la reacción se los llama productos)
Reactivos → Productos
Balance de la reacción: consiste en encontrar un conjunto de coeficientes que se colocan delante de cada especie que aparece en la reacción de manera que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos lados de la ecuación.
A los números que se emplean para balancear la ecuación se los denomina coeficientes estequiométricos. Estos, indican el número de moles de cada especie que reacciona o se produce en la reacción.
La ecuación química puede brindar más información si se indica el estado de agregación de las especies que participan de la reacción. Es decir, si son gases, sólidos, líquidos o están en solución acuosa.
En algunos casos la reacción química requiere que se le suministre calor para ocurrir, se debe calentar el medio de reacción. Esta información también se puede incluir en la ecuación mediante el agregado del símbolo ф sobre la flecha de reacción.
Estequiometria: término derivado del griego que significa medición o medida de los elementos. La estequiometria de la reacción puede considerarse como el conjunto de coeficientes estequiométricos que definen la relación entre las cantidades de moles de cada uno de los reactivos con los de los productos. La estequiometria de una reacción química refleja la igualdad de masas y cargas que hay entre reactivos y productos.
Siempre se debe verificar que la ecuación química que se utilice esté correctamente balanceada.
Reactivo limitante: cuando uno de los reactivos se agota la reacción no puede proseguir por más cantidad que haya del otro. La cantidad de producto que puede formarse estará determinada o limitada por este reactivo que se agota. Al reactivo que está en menor proporción que la indicada por la estequiometria se lo denomina reactivo limitante o reactivo en defecto, y al otro reactivo en exceso.
Cada vez que se desee realizar un cálculo estequiométrico luego de verificar que el balance de la ecuación sea correcto, se debe determinar cuál es el reactivo en exceso y cuál está en defecto. Una vez realizado este cálculo se deberá calcular la cantidad de producto o productos empleando el reactivo limitante.
Amadeo Carlo Avogadro: En 1811 postuló que los volúmenes iguales de distintos gases a la misma temperatura y presión contenían el mismo número de moléculas. A partir de esta idea se deduce que las masas moleculares relativas de dos gases están en la misma relación que sus densidades cuando ambos se encuentran en iguales condiciones de presión y temperatura. Razonó que los gases simples no están formados por átomos aislados sino por moléculas que eran conglomerados de átomos. Fue capaz de explicar la dificultad encontrada en la teoría de Dalton al tratar de explicar los resultados reportados por Gay-Lussac que indicaban que por encima de 100ºC el volumen de vapor de agua era el doble del volumen de oxígeno utilizado para formarlo. Según Avogadro, la molécula de oxígeno se dividía en dos átomos en el curso de la formación del vapor de agua 
Capítulo 3: Estructura de la materia.
Constitución de la materia: la teoría propuesta por Dalton pudo explicar satisfactoriamente las relaciones de masas que hay en los distintos compuestos y en las reacciones químicas. Sin embargo, deja muchas preguntas sin responder.
Muchos de los avances de la física se basaron en dos grandes líneas de investigación desarrolladas antes de 1900. El primer tipo de investigaciones está vinculado con la naturaleza eléctrica de la materia. Estos estudios llevaron a los científicos a comprender que los átomos están compuestos por partículas aún más pequeñas denominadas partículas fundamentales.
El segundo tipo de investigaciones estaba relacionado con la interacción de la materia con la luz. Estos estudios incluían el porqué de los colores de las distintas sustancias y la forma en que absorben la luz que reciben. La información obtenida permitió comprender mejor cómo se distribuyen las partículas fundamentales en el átomo. Se hizo más evidente que la forma en que estas partículas fundamentales se distribuyen en el átomo determina las propiedades físicas y químicas de cada elemento. A medida que se obtiene más información sobre la estructura de los átomos es posible entender mejor las propiedades químicas de los elementos y por lo tanto conocer mejor el comportamiento de la materia y sus propiedades.
La moderna teoría que explica la estructura de átomos y moléculas es conocida como modelo de la mecánica cuántica
-1834: Faraday demostró que la corriente eléctrica que circula por una solución acuosa conductora o por una sal iónica fundida produce reacciones químicas. Sus experimentos mostraron que siempre que pasa por una solución, la misma cantidad de electricidad, se producen en los electrodos pesos equivalentes de distintas sustancias. 
- El físico irlandés Stoney fue quien propuso la existencia de partículas de electricidad a las que llamó electrones.
Se avanzó en la cuestión de la naturaleza eléctrica de la materia con nuevos experimentos de descarga eléctrica en los gases utilizando los denominados tubos de descarga. Hasta el momento se sabía que la electricidad circulaba por algunos materiales sólidos sin provocar ningún cambio aparente en el material. También se sabía que la electricidad circulaba por ciertos medios líquidos pero produciendo cambios en la composición de la solución. En cambio, para que la electricidad circulara a través de un gas se requería aplicar alto voltaje y disminuir la presión, y cuando la corriente se establecía se producían descargas violentas en la forma de chispas.
-Un progreso notable se logró gracias a los trabajos de Heinrich Geissler que puso a punto la técnica para construir los tubos de descarga y logró controlar la presión de los gases en el interior del tubo. Estos tubos de descarga eran básicamente un tubo de vidrio en cuyo interior se colocaban dos electrodos entre los cuales se aplicaba una diferencia de potencial del orden de los 15000 V, el tubo al cual previamente se le hacía vacío se llenaba con un gas cualquiera a baja presión. Cuando se aplica el potencial se observa la descarga en forma de chispas y una fluorescencia en la pared del tubo.
-El físico y matemático Plücker descubrió que las machas de fluorescencia que aparecían en las paredes del tubo podían ser desviadas si se colocaba un imán en el exterior del tubo. Esta observación fue posteriormente confirmada por Goldestein quien denominó a esta fluorescencia como rayos catódicos pues descubrió que se originaba en el cátodo (electrodo negativo).
- Crookes realizó una serie mucho más completa de experimentos con un tubo de descarga perfeccionado y en el cual había introducido una placa metálica, en forma de cruz de Malta, en el camino de los rayos catódicos verificando que el objeto interpuesto en su camino producía sombra en el fondo del tubo. También observó que cambiando la posición del ánodo (electrodo positivo) no producía ningún cambio en los resultados del experimento. Otro de sus experimentos más conocidos consistió en interponer en el caminode los rayos catódicos un molinete verificando que éste giraba impulsado por los rayos catódicos.
Los experimentos de Crookes y otros realizados posteriormente demostraron varios hechos fundamentales referidos a las propiedades de los rayos catódicos.
1- Normalmente viajan en línea recta.
2- Producen “sombra”.
3- Están compuestos por partículas con masa.
4- Calientan una placa metálica
5- Son desviados de su trayectoria rectilínea por campos eléctricos o magnéticos en la dirección normal como lo hacen las partículas cargadas negativamente.
6- Las características precedentes son iguales independientemente del material de los electrodos y del gas residual. Esto sugiere que las partículas asociadas con los rayos catódicos son parte fundamental de la materia.
Los rayos catódicos son partículas fundamentales con carga negativa.
· Más tarde, Röntgen observó que cuando inciden sobre un objeto rayos catódicos salidos de un tubo de descarga, se producía una nueva radiación que él denominó rayos X, por su carácter desconocido en el momento. Los rayos X son más penetrantes que los rayos catódicos y capaces de impresionar una placa fotográfica; también se verificó que no eran desviados por campos eléctricos ni magnéticos con lo cual se descartó que estuvieran compuestos por partículas cargadas. Stokes y Stoney sugirieron que podían ser ondas luminosas pero no apreciables por el ojo humano. Esta idea, hoy aceptada, resultó confirmada cuando se verificó que los rayos X muestran el fenómeno de difracción.
Determinación de la relación e/m y carga del electrón: en 1887 se publicaron resultados de las primeras determinaciones cuantitativas acerca de los rayos catódicos. Thomson determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón utilizando un método relativamente sencillo basado en la desviación de los rayos catódicos por un campo magnético. Ver página 63.
Hєv = (m v2) / r ECUACIÓN QUE PUEDE REORDENARSE PARA DAR: є/m = √/H r
La fuerza del campo eléctrico ejercida sobre cada una de las partículas que componen el haz es Xe cuando la fuerza eléctrica compensa exactamente la fuerza magnética se cumple que:
Hєv = X є v= X / H
La velocidad de las partículas es igual a la relación de intensidades de los campos magnético y eléctrico aplicados. Así resulta que la relación e/m = - 1.75881 108 C/g, valor que es siempre el mismo independientemente del gas que se coloca en el tubo de descarga confirmando que los electrones son partículas que se encuentran en toda la materia y son todos iguales.
· Posteriormente, el físico norteamericano Millikan en 1923 obtuvo el premio Nobel de Física por la determinación de la carga del electrón.
El experimento mediante el cual logró determinar la carga del electrón es conocido como el experimento de la gota o aceite o experimento de Millikan. Este experimento fue una modificación de experimentos sucesivamente realizados por Thomson y Wilson. (Ver experimento página 64)
A partir de este experimento Millikan observó que el valor de la carga era siempre un múltiplo entero de un valor que asignó a la unidad de carga eléctrica que era también la carga del electrón. Debido a que las ecuaciones necesarias requerían de datos como la viscosidad del aire, que no estaba muy bien determinada en la época, los resultados de Millikan estimaron la unidad de carga en un valor menor que el correcto. Con posterioridad se corrigieron estos errores y se mejoró el experimento obteniéndose el valor hoy aceptado como unidad de carga eléctrica: 1.60x10-19 Columbios (C).
Una vez que la carga del electrón quedó determinada era posible, a partir de la relación carga/masa encontrada por Thomson, calcular la masa del electrón que resultó ser igual a 9.11x10-28g
Rayos canales y espectrómetro de masas: En 1886 Goldstein observó por primera vez que en los tubos de rayos catódicos, como se comenzaron a llamar a los tubos de descarga, también se generaban haces de partículas cargadas positivamente que se movían en dirección del cátodo. Él denominó a este haz de partículas como rayos canales pues pasaban a través de los orificios que se hacían en el cátodo. Estos rayos positivos o iones positivos eran generados cuando los rayos catódicos, al chocar con las moléculas de los gases contenidos en el tubo, producían la ionización de estas moléculas por extracción de uno o más electrones.
X → X+ + e- X: cualquier molécula de gas contenida en el tubo, X+: ion producido por la pérdida de un electrón e-por efecto de los rayos catódicos.
Los iones producidos dependían del material y por lo tanto, poseían distintas relaciones carga/masa demás, la regularidad observada en esta relación para los distintos iones producidos sugirió la existencia de una unidad de carga positiva y de una partícula que la contuviera como ocurría con la unidad de carga negativa y el electrón. A la unidad de carga positiva se la denominó protón. Más tarde se comprobó que el protón también es una partícula fundamental y que su carga es igual, pero de signo opuesto, a la del electrón. También se determinó que la masa del protón es 1836 veces mayor que la del electrón.
Para determinar las relaciones carga/masa de los iones positivos, Aston diseñó en 1919 un aparato que denominó espectrógrafo de masas hoy conocido como espectrómetro de masas.
La muestra gaseosa introducida por el extremo del tubo se ioniza por bombardeo con electrones. Las moléculas demás de ionizarse se descomponen generando fragmentos con distintas relaciones carga/masa. Cada fragmento es acelerado por el campo eléctrico generado en las grillas aceleradoras siguiendo una trayectoria en línea recta. Cuando llegan a la zona donde se encuentra el electro imán, los fragmentos son desviados de su trayectoria por acción del campo magnético. El ángulo en que se desvían es función de la relación carga/masa, de la velocidad y de la intensidad del campo magnético. Según las condiciones del experimento, en el detector se genera una señal cada vez que llega un fragmento o ion con una dada relación carga/ masa. De esta forma se puede, cambiando las condiciones, obtener la distribución de fragmentos producidos clasificados según su relación carga/masa. 
Las medidas de la relación carga/masa para iones positivos reveló una serie de hechos:
1- Los iones positivos siempre tienen una relación carga/masa 1000 veces menor que la del electrón. Esto puede significar que la carga es menor que la carga del electrón o que la masa de estos fragmentos es mucho mayor que la del electrón.
2- Los fragmentos o iones producidos dependen del gas que se admite a la entrada.
3- El ion con la mayor relación carga/masa corresponde al catión más liviano del elemento hidrógeno, al que se denominó protón. 
Estos experimentos confirmaron que la masa del protón es 1836 veces mayor que la del electrón y probaron que el átomo de hidrógeno está formado por un protón y un electrón.
La espectrometría de masas en combinación con otras técnicas es una de las herramientas más importantes con la que cuenta el químico para conocer la composición de una mezcla. Dado el grado de perfección que ha alcanzado este tipo de instrumentos es posible detectar, con gran precisión, la presencia de cantidades muy pequeñas de cualquier compuesto en una mezcla.
Estructura electrónica y nuclear de los átomos: otra prueba a favor de que el átomo no era indivisible y que estaba compuesto por partículas más pequeñas surgió con el descubrimiento de la radiactividad. Este fenómeno, radiactividad natural, fue descubierto por Becquerel en 1896, muestra que lo átomos de un elemento pueden convertirse espontáneamente en los átomos de otro elemento. Hay tres tipos de radiaciones: α (átomos de He ionizados, He2+, β: formados por electrones, y radiaciones ϒ (radiaciones electromagnéticas.
· En 1909 Rutherford había demostrado que la radiación llamada α era en realidad partículas cargadas positivamente y que éstas eran emitidas naturalmente por determinados elementos (elementos radioactivos), además determinaron que estar partículas poseían una gran velocidad. Un pocomás tarde el equipo de trabajo de Rutherford realizó un experimento que consistió en bombardear una delgada lámina de oro con partículas α. Una lámina fluorescente de sulfuro de cinc colocada detrás de la lámina de oro mostraba los lugares donde impactaban las partículas α que atravesaban la lámina de oro.
El experimento mostraba que algunas partículas α atravesaban la lámina sin sufrir ningún tipo de desviación; otras lo hacían sufriendo distintos ángulos de desviación y algunas eran retrodispersadas, volvían hacia atrás como si hubieran rebotado en la lámina.
El análisis matemático que hizo Rutherford de sus resultados le indicó que las partículas α eran desviadas por zonas relativamente pequeñas del átomo y que tenían carga positiva. Según sus cálculos la masa de estas zonas, que él denominó, núcleos, era aproximadamente la mitad de la masa del átomo y que su diámetro no sería mayor que 10-5 del diámetro del átomo lo que deja al núcleo con un radio de aproximadamente 10-13 cm. Rutherford se dio cuenta que estos hechos no estaban de acuerdo con el modelo del átomo enunciado por Thomson y por lo tanto lo descartó.
Cuando una partícula α, mucho más pequeña que el átomo, se acercaba a un núcleo, cargado positivamente, ésta sufría una desviación por repulsión con el núcleo. El grado de proximidad determinaba el ángulo de desviación que sufría la partícula α; y en el caso en que la partícula incidía directamente sobre el núcleo, la partícula α, mucho más liviana, rebotaba y aparecía como retrodispersada. Dado que entre los núcleos hay un espacio vacío y que las partículas α son muy pequeñas, algunas de ellas podían pasar por allí sin sufrir mayor desviación con lo que explicaba por qué algunas atravesaban la lámina en línea recta.
Los cálculos de Rutherford mostraban que la masa del núcleo debía ser mayor y que lo valores que él utilizaba solamente explicaban desviaciones en ángulos menores. Por lo que se suponía que habría otra partícula fundamental no conocida hasta el momento.
· En 1932 Chadwick descubrió esta partícula a la que se llamó neutrón. El neutrón tiene una masa ligeramente superior a la del protón y no posee carga eléctrica. Con este descubrimiento quedó completa la imagen de la estructura del átomo y el modelo de Rutherford probó ser acertado. Este modelo se puede resumir diciendo que el átomo está compuesto por un núcleo que concentra prácticamente toda la masa del átomo y que tiene carga positiva dada por los protones; fuera del núcleo se encuentran los electrones que tienen carga negativa formando una especie de nube a su alrededor.
De esta forma, los átomos contienen en su núcleo tantos protones como electrones hay en el exterior y la masa del mismo es igual a la suma de las masas de los protones, más la masa de los neutrones contenidos en el núcleo. La masa de los electrones es considerada despreciable.
Isótopos: la existencia de los isótopos no se contemplaba en la teoría atómica de Dalton. Con el modelo de Rutherford se podía entender la existencia de isótopos. Dado que los isótopos tienen las mismas propiedades químicas se deduce que éstas están definidas por la cantidad de protones que tiene el átomo en su núcleo. Al número de protones se lo denomina número atómico, y a la suma del número de protones y neutrones se la denomina número nucleónico. Dos átomos que tienen el mismo número atómico pertenecen al mismo elemento, si poseen distintos números nucleónicos se dice que son isótopos de determinado elemento.
El número nucleónico es igual a la suma del número de Z (protones) más n (neutrones).
Propiedades periódicas y Tabla Periódica: hacia la mitad del siglo XIX la separación y determinación de las masas relativas de los distintos elementos era una tarea que ocupaba a la mayoría de los químicos. A medida que el número de elementos descubiertos crecía se comenzaron a notar ciertas similitudes entre algunos de ellos, lo que originó que se los reuniera en grupos.
El químico alemán Döbereiner describió grupos de tres elementos, llamados tríadas que tenían propiedades similares. En cada tríada la masa relativa del elemento colocado en el medio era aproximadamente el promedio de las masas relativas de los elementos colocados en los extremos. El químico inglés Newlands organizó grupos de ocho elementos, llamados octavas, con propiedades similares. Estas observaciones sugirieron que había cierto orden en la estructura de la materia desconocido hasta el momento y los 63 elementos conocidos hasta el momento se presentaban bajo la forma de una larga lista. En 1860 Meyer y Mendeleev encontraron que si los elementos eran ordenados según su masa atómica reciente se observaban ciertas repeticiones periódicas de algunas propiedades. Mendeleev la llamó Ley Periódica y finalmente arribó a la solución ordenando los elementos en orden de masas crecientes formando una fila, cuando encontraba que las propiedades se repetían colocaba el elemento en cuestión al comienzo de una nueva fila. De esta manera construyó la Tabla Periódica de los elementos, y cuando encontraba que un elemento no encuadraba en el espacio que seguía, dejaba el lugar vacío y continuaba. De esta forma completó la tabla periódica con todos los elementos conocidos y entonces comenzó a tratar de calcular las propiedades de los elementos que deberían ocupar los lugares vacíos. Fue así como predijo la existencia de varios elementos desconocidos y describió sus propiedades basándose en su Ley Periódica.
Las propiedades periódicas más importantes son: tamaño o radio atómico, radio iónico, potencial de ionización, afinidad electrónica y carácter metálico.
A cada línea horizontal de la Tabla se la denomina período y cada columna (grupo) contiene un conjunto de elementos con propiedades semejantes. Los elementos que se encuentran en las dos filas puestas de la tabla se deben ubicar a continuación de los elementos Lantano y Actinio por lo que se os denomina lantánidos y actínidos respectivamente.
Variaciones periódicas de las propiedades físicas: la configuración electrónica señala una variación periódica al aumentar el número atómico. Los elementos también presentan variaciones periódicas en sus propiedades físicas y en su comportamiento químico.
Carga nuclear efectiva: la presencia de electrones protectores reduce la atracción electrostática entre los protones del núcleo, que tienen carga positiva, y los electrones externos. Las fuerzas de repulsión entre los electrones, en un átomo polielectrónico, compensan la fuerza de atracción que ejerce el núcleo. El concepto de carga nuclear efectiva permite entender los efectos de protección de las propiedades periódicas.
Cada electrón 1s está protegido del núcleo por el otro electrón. La carga nuclear efectiva (Zefec), que es la que se ejerce sobre un electrón se da por: Zefec = Z-σ Z: Carga nuclear real (número atómico del elemento). σ constante de protección (constante pantalla, mayor que cero y menor que Z)
Una forma de ilustrar la protección de los electrones es considerar la energía que se requiere para quitarlos dos electrones del átomo de helio. La razón de que se necesite mucha más energía para quitar el segundo electrón es que cuando sólo está presente un electrón no existe un efecto pantalla contra la carga nuclear de +2.
Para átomos con tres o más electrones, los electrones de un determinado nivel están protegidos por los electrones de los niveles internos (los más cercanos al núcleo) pero no por los electrones de los niveles externos. Los niveles internos llenos protegen mejor a los electrones externos que los electrones del mismo subnivel se protegen entre sí.
Radio atómico: el tamaño de un átomo se define en términos de su radio atómico, que es la mitad de la distancia que separa los centros de dos átomos metálicos adyacentes. Para elementos que existen como moléculas diatómicas sencillas, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de los dos átomos de una molécula específica.
Los radios atómicos se determinan por la fuerza de atracción entre los electronesdel nivel externo y el núcleo. A mayor carga nuclear efectiva, los electrones son atraídos con más fuerza por el núcleo mientras que el radio atómico es menor.
La carga nuclear efectiva aumenta de manera constante mientras el número cuántico principal permanece constante (n=2).
En la tabla periódica el radio atómico tiende a disminuir de izquierda a derecha en un mismo período, y aumenta de arriba hacia abajo en un grupo.
Una característica de los actínidos y lantánidos es que el radio atómico cambia muy poco con el aumento del número atómico. A este efecto se lo denomina contracción de los lantánidos.
Radio iónico: es el de un catión o un anión. Es posible medirlo por difracción de rayos X. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico.
Cuando un átomo neutro se convierte en un ion, se espera un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño (o radio) aumenta, debido a que la carga nuclear permanece constante pero la repulsión que resulta por la adición de un electrón/es adicional/es aumenta el dominio de la nube electrónica. Al quitar uno o más electrones de un átomo se reduce la repulsión electrón-electrón pero la carga nuclear permanece constante, así que la nube electrónica se contrae y el catión es más pequeño que el átomo.
Existen tendencias paralelar entre los radios iónico y atómico. Tanto el radio atómico como el iónico aumentan a medida que se avanza de arriba hacia abajo en un grupo. 
Variación de las propiedades periódicas a lo largo de un período y en un grupo: al desplazarse de izquierda a derecha a lo largo de un período hay una transición de metales a metaloides y a no metales.
Dentro de un grupo periódico, las propiedades físicas varían de tal manera que resulta más fácil de predecir, en especial si los elementos se encuentran en el mismo estado físico.
Potencial de ionización: es la energía (en kJ/mol) necesaria para extraer un electrón de un átomo, en fase gaseosa. Esta energía es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae a sus electrones y también cambia en forma periódica. La energía necesaria para extraer un segundo electrón de un átomo es mayor que la necesaria para extraer el primero. De la misma forma los sucesivos potenciales de ionización son cada vez mayores.
Cuando se quita un electrón de un átomo neutro, disminuye la repulsión entre los electrones restantes. Debido a que la carga nuclear permanece constante, se necesita más energía para quitar otro electrón del ion cargado positivamente. La ionización siempre es un proceso endotérmico. La energía absorbida por los átomos (o iones) durante el proceso de ionización tiene un valor positivo. 
El primer potencial de ionización tiende a aumentar cuando nos movemos de izquierda a derecha en un mismo período y a disminuir a medida que se desciende en un grupo.
Afinidad electrónica: es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en fase gaseosa, capta un electrón. En algunos casos esta energía es liberada y en otros se debe suministrar para lograr la incorporación del electrón. La afinidad electrónica es una medida de la tendencia de un átomo para captar electrones.
Cuanto más positiva es la afinidad electrónica de un elemento, mayor es la afinidad electrónica de un átomo de dicho elemento para aceptar un electrón. Otra manera de visualizar la afinidad electrónica es considerarla como la energía que se debe suministrar para quitar un electrón de un anión.
Un valor grande positivo de afinidad electrónica significa que el ion negativo es muy estable (el átomo tiene una gran tendencia a aceptar un electrón), al igual que una alta energía de ionización de un átomo significa que el electrón es muy estable en el átomo.
La afinidad electrónica se determina quitando el electrón adicional de un anión. Sin embargo, en contraste con la energía de ionización, la afinidad electrónica es difícil de medir porque los aniones de muchos elementos son inestables.
Esta propiedad muestra la variación periódica menos marcadamente que las demás. Sin embargo, existe una tendencia claramente visible. Esta tendencia es que la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha en un período y disminuye de arriba hacia abajo en un grupo.
Interacción de la materia con la energía: la rama de la ciencia que estudia la interacción materia/energía se denomina espectroscopia. El instrumento utilizado por la espectroscopia se denomina espectrómetro. La espectroscopía utiliza el hecho de que los átomos y moléculas emiten luz de diversos colores cuando se los calienta a altas temperaturas o se los somete a una descarga eléctrica. Un espectrómetro recibe la luz emitida por átomos o moléculas y la descompone en sus componentes mediante un prisma y las registra en un medio de almacenamiento. Lo que se obtiene es una serie de líneas o bandas que corresponden a los distintos colores, denominadas líneas espectrales y el conjunto de estas líneas constituye el espectro del átomo o molécula bajo estudio. La luz emitida constituye el espectro de emisión. Y la luz absorbida, el espectro de absorción.
Estas líneas son como huellas digitales de los distintos átomos o moléculas, a partir de esto se desarrolló la espectroscopía como una herramienta para conocer más detalles sobre la estructura interna de átomos y moléculas.
La luz es una radiación electromagnética y se propaga en el espacio mediante un movimiento ondulatorio. La luz está compuesta por la combinación de dos campos, uno eléctrico y uno electromagnético. Estas ondas se propagan en el espacio vacío a la misma velocidad, c= 2.9979x1010 cm.s-1 y se caracterizan por lo que se denomina longitud de onda y la frecuencia.
Longitud de onda (λ): distancia que separa a dos máximos de la onda
En un punto fijo del espacio por el cual pasa una onda electromagnética se observa que el campo oscila y el número de veces por unidad de tiempo que la onda pasa por un máximo es la frecuencia, v, de la radiación. La unidad de frecuencia es el hertz que equivale a un ciclo por segundo. La frecuencia y la longitud de onda de una radiación electromagnética están relacionadas por la ecuación: c = λ.v
Espectro electromagnético: está compuesto por el conjunto de todas las ondas de frecuencia continuamente variable. Abarca radiación electromagnética de alta energía (rayos cósmicos) hasta radiación de muy baja energía (ondas de radio).
De todo el espectro electromagnético solamente una parte es percibida por el ojo humano y a esa zona se la denomina espectro visible. Todos los colores que puede distinguir el ojo humano se forman por combinación de radiaciones electromagnéticas acotadas a esta pequeña zona del espectro.
· Max Planck: en 1900 introdujo por primera vez la cuantificación de la energía. Según este modelo la energía radiante no se emite ni se absorbe en forma continua sino en cantidades discretas llamadas “cuantos”. Según el modelo de Plank la energía de una radiación es: є = n h v
n es un número entero positivo que indica el número de cuantos, v es la frecuencia de la radiación y h es una constante de proporcionalidad (constante de Planck). Su valor es: h = 6.627.10-34J.s
Actualmente a los cuantos de luz se los llama fotones. La intensidad de un haz de luz está dada por el número de fotones que pasan por una determinada sección del espacio por unidad de tiempo, a mayor intensidad mayor es el flujo de fotones. La energía de un fotón es proporcional a la frecuencia de la onda y la constante de proporcionalidad es la constante de Planck. Energía de un fotón: E = h.v
Según esta expresión, un fotón de radiación electromagnética de la zona del ultravioleta tiene más energía que el de la zona correspondiente al visible.
Nuestro ojo percibe distintos colores pues sus fotones, al tener diferente energía, produce distintos efectos en nuestra retina.
Efecto fotoeléctrico: consiste en la expulsión de electrones de un material cuando es iluminado con radiación electromagnética.
Los resultados experimentales mostraban que había un retardo medible entre la iluminación y la eyecciónde electrones, llamados fotoelectrones y que para producir el efecto se requería una radiación de frecuencia mayor que una frecuencia denominada umbral.
Einstein explicó el efecto fotoeléctrico utilizando el concepto de los cuantos y fotones con lo que pudo encontrar las ecuaciones que describían cuantitativamente al efecto fotoeléctrico.
Cuando la luz interactúa con átomos y moléculas es absorbida, incluso por debajo de las frecuencias que provocan la emisión de electrones (fotoemisión). La forma en que se registra la absorción de luz se denomina espectro de absorción y cuando a la materia se le entrega energía ésta emite radiación electromagnética de diferentes longitudes de onda y al espectro obtenido se lo denomina espectro de emisión.
Modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno:
Según Rutherford, el átomo estaba constituido por un núcleo que concentra la masa del átomo y está formado por protones y neutrones; y fuera del núcleo se encuentran los electrones.
El modelo de Rutherford era de carácter cualitativo y no permitía progresar más en el conocimiento cuantitativo del comportamiento de la materia.
En 1913 Bohr propuso un nuevo modelo para explicar el espectro de emisión del hidrógeno en forma cuantitativa. Este modelo incorporó una de las ideas que había expuesto Planck.
Según este modelo, en el átomo de hidrógeno el electrón gira en órbitas circulares alrededor del núcleo, que a los fines del modelo se considera en una posición fija.
Dado que el electrón y el núcleo son partículas con cargas eléctricas de signo opuesto se deben atraer con una fuerza que es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que los separa.
Fe = - (e2/r2) Fe es la fuerza electrostática, e la unidad de carga, y r la distancia que los separa.
El electrón gira en una órbita circular alrededor del núcleo y está sometido a la acción de la fuerza centrífuga que depende inversamente del radio de la órbita: 
Fc = -(me.v2/r) Fc fuerza centrífuga, me masa del electrón.
Como el electrón no cae al núcleo por efecto de la fuerza de atracción sino que se mantiene en una órbita circular, es evidente que la fuerza de atracción es compensada por la fuerza centrífuga.
La energía total, E, del electrón en una órbita de Bohr, es la suma de la energía cinética, Ec más la potencial, Ep.
El electrón tiene algunas órbitas permitidas en las cuales puede permanecer en forma indefinida y a cada una de ellas le corresponde un valor bien definido de energía, denominado nivel de energía.
La órbita de menor energía corresponde al número cuántico n=1, a este nivel se lo denomina nivel de energía fundamental. Si se le entrega energía al electrón, éste no podrá permanecer en la órbita en que se encontraba y deberá pasar a una órbita con la energía adecuada. A estos niveles que están por encima del estado fundamental, se los denomina estados o niveles excitados. El electrón que ocupa un nivel excitado no se encuentra en una situación estable por lo que espontáneamente tratará de retornar al nivel fundamental. Esto puede hacerlo si pierde parte de su energía bajo la forma de radiación electromagnética. A la diferencia de energía entre dos niveles se la denomina energía de transición.
En muy poco tiempo se conocieron otros hechos experimentales que mostraron que este modelo no era del todo correcto. Uno de los problemas planteados era cuando se determinaba el espectro de emisión o de absorción del hidrógeno en presencia de un campo eléctrico o magnético. El espectro sufría alteraciones en la posición de las líneas que no podían ser explicadas por el modelo de Bohr. A este fenómeno se lo denominó efecto Zeeman.
Sommerfeld encontró una solución parcial al problema mediante la introducción de órbitas elípticas, además de las circulares que había postulado Bohr. El modelo superó los problemas planteados por estos experimentos. Un poco más tarde se terminó de consolidar la idea de que la mecánica cuántica era la mejor solución, con lo que el modelo de Bohr fue abandonado.
Después del éxito de la teoría de Bohr, surgieron una serie de desacuerdos. Su propuesta no podía explicar los espectros de emisión de los átomos que tenían más de un electrón. Tampoco explicaba por qué aparecían más líneas en el espectro de emisión del átomo de hidrógeno cuando se aplicaba un campo magnético. Otra cuestión era, cómo se podía precisar la posición de una onda. Es imposible saber su posición exacta debido a que se extiende por el espacio.
Para describir el problema que significa localizar una partícula subatómica que se comporta como onda, Heisenberg formuló una teoría que se conoce como principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con certeza el momento p (masa por velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente.
Δ xΔ p ≥ (h/4π)
Esta ecuación expresa que cuando se mide con mayor precisión el momento de una partícula, su posición se va a estimar con menor precisión. Si la posición se conoce con más precisión, la medición de su momento será menos precisa.
La contribución de Bohr fue importante para la comprensión de los átomos, y su sugerencia de que la energía de un electrón de un átomo está cuantizada, permanece inalterada. Pero, no describe por completo el comportamiento electrónico de los átomos. En 1926 Schrödinger formuló una ecuación que describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas en general. Esta ecuación incorpora tanto el comportamiento de partícula (masa), como el de onda (función de onda), la cual depende de la ubicación del sistema en el espacio.
La ecuación de Schrödinger dio inicio a la mecánica cuántica.
Descripción mecánico-cuántica del átomo de hidrógeno: la ecuación de Schrödinger especifica los posibles estados de energía que puede ocupar el electrón del átomo de hidrógeno, e identifica las respectivas funciones de onda. Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos con los que es posible construir un modelo comprensible del átomo de hidrógeno.
Con la mecánica cuántica queda claro que no se puede saber en qué parte del átomo se localiza un electrón, pero define la región en la que puede encontrarse en un momento dado. El concepto de densidad electrónica da la probabilidad de encontrar un electrón en una cierta región del átomo. Las regiones de alta densidad electrónica representan la mayor probabilidad de localizar un electrón, mientras que lo contrario se aplica a regiones de baja densidad electrónica.
El concepto de órbita de Bohr se sustituye por el de orbital atómico. El orbital atómico se considera como la función de onda del electrón de un átomo. Cuando se dice que un electrón está en cierto orbital, significa que la distribución de la densidad electrónica, o probabilidad de localizar un electrón en el espacio se expresa mediante el cuadrado de la función de onda asociada con ese orbital. Un orbital atómico tiene energía y distribución características de la densidad electrónica.
Números cuánticos: para describir la distribución de los electrones en el hidrógeno y los demás átomos, la mecánica cuántica precisa tres números cuánticos: el número cuántico principal, el número cuántico del momento angular y el número cuántico magnético. Estos números se derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno, y se utilizan para describir los orbitales atómicos e identificar a los electrones que están dentro. El número cuántico de espín es un cuarto número cuántico que describe el comportamiento de un determinado electrón y completa la descripción de los electrones en los átomos.
Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros de 1,2,3..., etc. En el átomo de hidrógeno, el valor de n define la energía de un orbital. Esto no se aplica para átomos polielectrónicos. El número cuántico principal también está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital. Cuanto más grande es el valor de n, mayor es la distancia entre un electrón en el orbital respectodel núcleo y el orbital es más grande y menos estable.
Número cuántico del momento angular (l): expresa la forma de los orbitales. Los valores de l dependen del valor asignado al número cuántico principal n. para cierto valor de n, l tiene todos los valores enteros posibles desde el 0 hasta n-l. Por ejemplo, para n=1, l sólo puede tomar el valor 0. Si n=2 l puede valer 1 y 0.
El valor de l se designa con las letras s,p,d..., de la siguiente forma:
El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n se conoce como nivel o capa. Los orbitales que tienen los mismos valores de n y l se conocen como subnivel o subcapa.
Número cuántico magnético (m): describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de un subnivel, el valor de m, depende del valor que tenga el número cuántico del momento angular. Para cierto valor de l existen (2l+1) valores enteros de m. De -l a +l.
Número cuántico del espín del electrón (s): los experimentos realizados con los espectros de emisión de los átomos de sodio e hidrógeno indicaban que las líneas del espectro de emisión se podían separar aplicando un campo magnético externo. Los físicos pudieron explicar estos resultados suponiendo que los electrones se comportan como pequeños imanes. Si se imagina que los electrones giran sobre su propio eje, es factible explicar sus propiedades magnéticas. Según la teoría electromagnética. Cuando gira una carga se genera un campo magnético y este movimiento es el responsable de que el electrón se comporte como un imán. El electrón tiene dos posibles giros: en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario de las agujas del reloj. Para tomar en cuenta el espín del electrón, es preciso añadir un cuarto número cuántico, conocido como número cuántico del espín del electrón (s) que toma valores de +1/2 o -1/2.
Orbitales atómicos: cuando l=0, (2l+1)=1 y sólo hay un valor para m, por lo cual se tiene un orbital s. Cuando l=1 (2l+1)=3, de modo que existen tres valores para m, o tres orbitales p. Cuando l=2 (2l+1)=5 y existen 5 valores para m, los respectivos cinco orbitales d se expresan como subíndices más complejos.
Orbitales s: un orbital carece de una forma definida por la función de onda que o distingue se extiende desde el núcleo hasta el infinito. Por eso, es difícil decir qué forma tendría un orbital. Conviene imaginar a los orbitales con una forma específica. 
Aunque, en principio se puede encontrar un electrón en cualquier lugar, ya se sabe que la mayor parte del tiempo está muy cerca del núcleo. Existe una posibilidad de un 90% de encontrar al electrón dentro de una esfera de 100 pm de radio alrededor del núcleo. Es posible representar el orbital 1s con un diagrama de contorno de superficie que abarque alrededor del 90% de la densidad electrónica total en un orbital. El orbital 1s representado en esta forma es prácticamente una esfera.
 Todos los orbitales s son esféricos, pero varían de tamaño; éste aumenta con el incremento del número cuántico principal. 
Orbitales p: los orbitales p comienzan con el número cuántico principal n=2. Si existen tres valores posibles para m hay tres orbitales p con distinta orientación. 
Cada orbital p puede imaginarse como dos lóbulos situados en lados opuestos del núcleo. El tamaño de los orbitales p aumenta desde 2p hasta 3p, 4p, etc.
Orbitales d y otros orbitales de mayor energía: las distintas orientaciones de los orbitales d corresponden a los distintos valores de m, pero, no hay una correspondencia entre una orientación dada y un valor de m. Todos los orbitales 3d de un átomo tienen la misma energía. Los orbitales d para los que n es mayor de 3 (4d, 5d,...) tienen una forma similar.
Los orbitales que tienen más energía que los orbitales d se representan con las letras f, g y así sucesivamente. Los orbitales f son importantes porque explican el comportamiento de los elementos con número atómico mayor de 57, aunque no es fácil representar su forma.
Energía de los orbitales: la energía del electrón de un átomo de hidrógeno se estable sólo por su número cuántico principal. Las energías de los orbitales del hidrógeno aumentan de la siguiente forma:
1s<2s = 2p<3s =3p<4s = 4p=4d=4f < …
En los átomos polielectrónicos la energía de un electrón depende de su número cuántico de momento angular así como de su número cuántico principal. El nivel de energía 3d está muy cerca del nivel 4s, sin embargo, la energía total de un átomo polielectrónico depende no sólo de la suma de las energías de los orbitales, sino también de la energía de repulsión entre los electrones de estos orbitales (cada orbital puede acomodar hasta dos electrones). De esto se desprende que la energía total de un átomo es menor cuando se llena el subnivel 4s antes que el 3d.
Configuración electrónica: los cuatro números cuánticos son suficientes para identificar por completo un electrón en cualquier orbital de cualquier átomos. Se considera al conjunto de los cuatro números cuánticos como el “domicilio” de un electrón en un átomo. El valor de s no influye en la energía, tamaño, forma u orientación de un orbital, pero sí determina la distribución de los electrones en el orbital.
Para entender el comportamiento electrónico de los átomos polielectrónicos, es preciso conocer la configuración electrónica del átomo, la manera en la que están distribuidos los electrones entre los distintos orbitales atómicos.
También es posible representar la configuración electrónica con un diagrama de orbital que muestra el espín del electrón:
La flecha hacia arriba representa uno de los dos posibles iros o espines del electrón. La caja representa un orbital atómico.
El principio de exclusión de Pauli: es útil para determinar las configuraciones electrónicas de los átomos polielectrónicos. Este principio establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos. Si dos electrones deben tener los mismos valores de n,l y m, (están en el mismo orbital atómico), entonces deben tener distintos valores de s. Sólo dos electrones pueden coexistir en el mismo orbital atómicos y deben tener espines opuestos.
Diamagnetismo y paramagnetismo: el principio de exclusión de Pauli es uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica y se comprueba con una simple observación. Si los dos electrones del orbital 1s de un átomo de helio tuvieran el mismo espín o espines paralelos, sus campos magnéticos netos se reforzarían mutuamente. Esta distribución haría del helio un átomo paramagnético. Las sustancias paramagnéticas son aquellas atraídas por un imán. Si los espines del electrón están apareados o son antiparalelos, los efectos magnéticos se cancelan y el átomo es diamagnético. Las sustancias diamagnéticas son repelidas ligeramente por un imán.
Cualquier átomo que tenga número impar de electrones debe ser paramagnético, dado que se necesita un número par de electrones para completar el apareamiento. Los átomos que tienen un número par de electrones pueden ser diamagnéticos o paramagnéticos.
Efecto pantalla en los átomos polielectrónicos: las mediciones experimentales indican que el orbital 2s se encuentra en un nivel de energía menor que el del orbital 2p. Si se comparan las configuraciones electrónicas 1s2 2s1 y 1s2 2p1 en ambos casos el orbital 1s se llena con dos electrones. Como los orbitales 2s y 2p son más grandes que el orbital 1s, un electrón situado en cualesquiera de esos orbitales pasará más tiempo lejos del núcleo que un electrón de un orbital 1s. Se dice que un electrón en orbitales 2s o 2p está parcialmente apantallado de la fuerza de atracción del núcleo por los electrones 1s. La consecuencia importante de este efecto pantalla es que disminuye la atracción electrostática entre los protones del núcleo y el electrón del orbital 2s o 2p.
La densidad electrónica cambia al aumentar la distancia al núcleo en una forma que depende del tipo de orbital. La densidad cerca del núcleo es mayor para un electrón en 2s que para uno en 2p. Un electrón 2s para más tiempo cerca del núcleo que un electrónen 2p. Por esto se dice que el orbital 2s es más penetrante que el orbital 2p, y está menos protegido por los electrones en 1s. Para el mismo número cuántico principal n, el poder de penetración disminuye con el aumento en el número cuántico del momento angular l, es decir: s>p>d>f>...
La estabilidad de un electrón está determinada por la fuerza de atracción del núcleo, se infiere que un electrón en 2s tendrá menor energía que un electrón en 2p. Quitar un electrón en 2p demanda menos energía que la energía necesaria para un electrón en 2s porque el núcleo atrae con menos fuerza a un electrón en 2p.
Regla de Hund: establece que la distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor número de espines paralelos.
Reglas generales para la asignación de electrones en los orbitales atómicos: 
· cada capa o nivel de número cuántico principal n contiene n subniveles.
· Cada subnivel de número cuántico l contiene 2l+1 orbitales.
· Cada orbital admite un máximo de dos electrones. El máximo número de electrones es simplemente el doble del número de orbitales empleados.
El principio de construcción (Aufbau): establece que cuando los protones se incorporan al núcleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma forma a los orbitales atómicos.
Representación de los elementos libres en las ecuaciones químicas: una vez que se han clasificado los elementos de acuerdo con su configuración electrónica en estado fundamental, es posible estudiar la forma en que los químicos representan los metales, metaloides y no metales que aparecen como elementos libre en las ecuaciones químicos, debido a que los metales no existen en unidades moleculares discretas, siempre se utilizan sus fórmulas empíricas en las ecuaciones químicas. Las fórmulas empíricas son los símbolos que representan a los elementos.
 Configuración electrónica de cationes y aniones: al igual que para las especies neutras, se utiliza el principio de exclusión de Pauli, y la regla de Hund para escribir la configuración electrónica de cationes y aniones en estado fundamental.
Iones derivados de los elementos representativos: los iones formados a partir de los átomos neutros de casi todos los elementos representativos tienen la configuración electrónica externa de un gas noble, n^2np^6. En la formación de un catión a partir de un átomo neutro de un elemento representativo, se pierden uno o más electrones del nivel n más alto ocupado.
En la formación de un anión se agregan uno o más electrones al nivel n más alto que está parcialmente lleno.
Isoelectrónicos: tienen igual número de electrones y la misma configuración electrónica en estado fundamental.
Cationes derivados de los metales de transición: cuando se forma un catión de un átomo de un metal de transición, los electrones que siempre se pierden primero son los del orbital ns y después de los orbitales (n-1)d.
En la mayoría de los metales de transición se forma más de un catón y que frecuentemente dichos cationes no son isoelectrónicos al gas noble que los precede.
Símbolos de puntos de Lewis: la explicación propuesta por Lewis es que los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se logra cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble.
Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo entran en contacto sus regiones más eternas. Cuando se estudian los enlaces químicos se consideran sobre todo lo electrones de valencia. Para reconocer los electrones de valencia y asegurarse que el número total de electrones no cambia en una reacción química, los químicos utilizan el sistema de puntos desarrollado por Lewis. Un símbolo de puntos de Lewis consta del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento.
Los elementos de un mismo grupo poseen configuraciones electrónicas externas similares y también se asemejan lo símbolos de puntos de Lewis.
Moléculas y enlace químico:
Las propiedades de cada átomo son independientes de la presencia del otro.
Al disminuir la distancia entre los átomos la energía del sistema comienza a disminuir debido a que ambos átomos comienzan a interactuar, a afectarse mutuamente. Al llegar a una distancia de separación, la energía adquiere su valor mínimo y si se pretende acercar los átomos un poco más, la energía rápidamente aumenta y de ser atractiva (valores negativos) pasa a ser repulsiva (valores positivos).
Cargas de igual signo se repelen, las de signo opuesto se atraen.
Una propiedad de las cargas eléctricas es que no son selectivas, no distinguen el origen de una carga cualquiera que se encuentra a una cierta distancia y por lo tanto cuando los dos átomos se acercan, cada núcleo además de atraerse con el electrón propio, lo hacen con el del otro átomo. Simultáneamente, los electrones y los núcleos, que tienen cargas de igual signo, se repelen mutuamente.
Es posible definir a la molécula como una agrupación de átomos en la cual las atracciones y repulsiones entre núcleos y electrones se compensan y la agrupación resulta más estable que los átomos separados.
Enlace químico: efecto de la atracción electrostática entre las partículas que componen los átomos.
No todos los electrones de un átomo se ven afectados de la misma manera cuando dicho átomo se une a otro para formar un enlace. Para los átomos con muchos electrones éstos se irán ubicando a distancias crecientes del núcleo de manera que se haga mínima la energía de repulsión entre ellos al mismo tiempo que se hace máxima la energía de atracción con el núcleo. Esto conduce a que algunos electrones se encuentran más alejados del núcleo y por lo tanto estén más propensos a sufrir cambios en sus estados cuando el átomo se une para formar una molécula. A estos electrones más externos se los suele denominar electrones de valencia.
Una vez que se forma un enlace entre dos o más átomos, los electrones de valencia de cada uno ya no pertenecen a uno sino a los dos átomos que se han unido. Dado que los átomos de los distintos elementos tienen diferentes potenciales de ionización y afinidades electrónicas, es de esperar que cada uno atraiga con distinta fuerza a los electrones. El potencial de ionización es una medida de la fuerza con la que un átomo retiene a sus electrones, mientras que la afinidad electrónica estima la tendencia que muestra un átomo a captar o incorporar un electrón.
Una medida de esta fuerza o tendencia a atraer electrones fue definida por el químico norteamericano Pauling, quien construyó una escala asignando valores a cada elemento de la tabla periódica de lo que él denominó electronegatividad. Otro químico norteamericano, Mulliken, desarrolló la idea y definió la electronegatividad de los elementos como el promedio entre la afinidad electrónica y el potencial de ionización. En este esquema, si un elemento tiene una gran afinidad electrónica y un alto potencial de ionización tenderá a atraer fuertemente a sus electrones; si un elemento tiene bajo potencial de ionización y baja afinidad electrónica, éste atraerá más débilmente a sus electrones.
Cuando se forma un enlace entre dos átomos de elementos diferentes se genera una distribución asimétrica de los electrones que participan en el enlace. En este caso se dice que el enlace químico muestra una cierta polaridad o que el enlace es polar. El grado de polaridad del enlace dependerá de la diferencia de electronegatividad entre los átomos; cuando mayor sea dicha diferencia mayor será el carácter polar del enlace. Si los átomos que se unen son iguales esta polaridad no existe y la distribución de los electrones es uniforme entre ambos átomos.
Polaridad del enlace: se pueden visualizar dos casos extremos, uno en el cual un átomo pierde un electrón que es captado por el átomo con el que forma la unión, en este caso la distribución de los electrones es altamente asimétrica dando origen a lo que se denomina enlace iónico que era característico de ciertos compuestos que entre otras propiedades mostraban: altastemperaturas de ebullición y fusión, se disolvían en agua generando iones en la solución, etc.; el otro caso extremo corresponde al caso en que los átomos que se unen son iguales, en el cual la distribución de los electrones es simétrica con respecto a ambos átomos y a esta situación, se la denominó enlace covalente.
Enlace iónico: es la fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico.
Energía reticular de los compuestos iónicos: con los valores de energía de ionización y de afinidad electrónica de los elementos es posible predecir qué elementos forman compuestos iónicos. La energía de ionización y la afinidad electrónica están definidas para procesos que ocurren en fase gaseosa, aunque todos los compuestos iónicos son sólidos a 1 atm y 25°. El estado sólido es una condición muy distinta porque cada catión se rodea de un número específico de aniones y viceversa. La estabilidad global del compuesto iónico sólido depende de las interacciones de todos los iones y no sólo de la interacción de un catión con un anión. Una medida cuantitativa de la estabilidad de cualquier sólido iónico es su energía reticular, que se define como la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.
Ciclo Born-Haber para determinar energías reticulares: no es posible medir la energía reticular directamente. Pero, si se conoce la estructura y la composición de un compuesto iónico, es factible calcular su energía reticular aplicando la Ley de Columb, la cual establece que la energía potencial (E) entre dos iones es directamente proporcional al producto de sus cargas e inversamente proporcional a la distancia que los separa.
También es viable determinar la energía reticular indirectamente si se supone que un compuesto iónico se forma en varias etapas. Este procedimiento se conoce como ciclo de Born-Haber, el cual relaciona las energías reticulares de los compuestos iónicos con las energías de ionización, afinidad electrónica y otras propiedades atómicas y moleculares. El ciclo de Born-Haber define las distintas etapas que preceden a la formación de un sólido iónico.
Enlace covalente: Lewis propuso que la formación de un enlace químico implica que los átomos compartan electrones. Los compuestos covalentes son aquellos que sólo contienen enlaces covalentes. Para simplificar, el par de electrones compartidos se representa a menudo como una sola línea. En el enlace covalente, cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas.
En los enlaces covalentes entre átomos polielectrónicos sólo participan los electrones de valencia.
Regla del octeto: propuesta por Lewis, dice que, un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, se forma un enlace covalente cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual complete su octeto. Al compartir electrones en un enlace covalente, cada átomo completa su octeto.
Los átomos pueden formar distintos tipos de enlaces covalentes. En un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos compuestos se forman enlaces múltiples, cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble.
Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. 
Los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces covalentes sencillos. La longitud de enlace se define como la distancia entre el núcleo de dos átomos unidos por un enlace covalente en una molécula.
Características del enlace químico: algunas propiedades son: longitud de enlace, energía de enlace y orden de enlace.
Cuando se forma una molécula los átomos adoptan una disposición en el espacio que define las distancias entre ellos. Se puede definir la longitud de un enlace como la distancia que separa a los átomos, en su estado fundamental, medida como la distancia entre sus núcleos. Cuanto mayor sea la fuerza del enlace menor será la longitud del mismo, es decir, los átomos estarán más cerca uno del otro.
A la energía necesaria para separar dos átomos que se encuentran unidos por medio de un enlace químico se la denomina energía de enlace. Cuanto más fuertemente se atraigan los átomos mayor será la energía que hay que suministrar para romper el enlace y separar a los átomos.
Otra característica del enlace químico surge del hecho que no siempre los átomos se unen mediante un solo enlace sino que forman más de uno. Lo más común es encontrar átomos que están unidos de tal forma que un número mayor de electrones está involucrado y se puede imaginar que esos átomos están unidos por dos enlaces o un doble enlace. El orden de enlace se define como el número de enlaces formados entre dos átomos.
Estas características están vinculadas entre ellas de manera que se puede decir que a mayor orden de enlace corresponde una mayor energía de enlace y una menor longitud de enlace. A menor orden de enlace, menor energía y mayor longitud de enlace.
Comparación de las propiedades de los compuestos covalentes y los compuestos iónicos: los compuestos iónicos y covalentes exhiben marcadas diferencias en sus propiedades físicas generales debido a que sus enlaces son de distinta naturaleza. En los compuestos covalentes existen dos tipos de fuerzas de atracción. Una de ellas es la que mantiene unidos a los átomos de una molécula. Una medida cuantitativa de esta atracción es la energía de enlace. La otra fuerza de atracción opera entre las moléculas y se llama fuerza intermolecular. Como las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las fuerzas que mantienen unidos a los átomos de una molécula, las moléculas de un compuesto covalente se unen con menos fuerza. En consecuencia, los compuestos covalentes casi siempre son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión. Las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en un compuesto iónico por lo común son muy fuertes, de modo que los compuestos iónicos so sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión más elevados. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua, y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad debido a que estos compuestos son electrólitos fuertes. La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua, o si se llegan a disolver, sus disoluciones acuosas por lo general no conducen electricidad porque estos compuestos son no electrólitos. Los compuestos iónicos fundidos conducen electricidad porque contienen cationes y aniones que se mueven libremente; los compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen electricidad porque no hay iones presentes.
Electronegatividad: un enlace covalente es el enlace que forman dos átomos que comparten un par de electrones. En una molécula donde los dos átomos son idénticos, cabe esperar que los electrones se compartan en forma equitativa, que los electrones pasen el mismo tiempo alrededor de cada átomo. En el enlace covalente los átomos no comparten por igual los electrones porque son átomos distintos. En este caso el enlace es covalente polar, o enlace polar porque los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro.
Enlace covalente no polar: Cuando la electronegatividad de los compuestos que se unen son cuantitativamente iguales, o muy cercanos, por ello los electrones se mantienen cerca de los dos núcleos de forma que no existe un extremo más polar que otro.
Una propiedad útil para distinguir el enlace covalente no polar del enlace covalente polar es la electronegatividad, la capacidad de un átomo de atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Los elementos con electronegatividad alta tienen más tendencia para atraer electrones que los elementos con electronegatividad baja.
La electronegatividad se relaciona con la afinidad electrónica y la energía de ionización.