UNIDAD-01-QUIMICA-MATERIA-Y-ATOMO-docx

Vista previa del material en texto

1 
 
Universidad Nacional Autónoma de México Facultad de Mexico 
 
 
 
CLASE “ QUIMICA” 
 
 
 
trabajo 
 
 
 
 
GRUPO:24 
 
 
 
NOMBRE DEL PROFESOR: JUAN GERMAN RIOS ESTRADA 
 
 
 
NOMBRE DEL ALUMNO: CORTES HERNANDEZ RICARDO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA Es una ciencia natural experimental que estudia a la materia: 
su composición, su estructura, sus propiedades, sus 
 
2 
2 
transformaciones y los cambios de energía que acompañan a 
dichas transformaciones. 
 
LA QUÍMICA Y SUS APLICACIONES EN LA VIDA 
COTIDIANA 
En nuestra vida diaria podemos observar constantemente 
cambios como: 
➢ La fermentación de alimentos. 
➢ Alimentos que se transforman dentro de nuestro cuerpo 
donde todo el tiempo están ocurriendo procesos químicos, 
por ejemplo: el metabolismo, la respiración, la digestión, etc. 
➢ El funcionamiento del auto cuando agregamos gasolina. 
Entre otros. 
 
IMPORTANCIA DE LA QUIMICA 
La química nos ayuda a generar nuevos materiales que 
permitan: 
✓ Hacer más sencillas y seguras nuestras vidas. 
✓ Producir fuentes alternativas, abundantes de energía que 
al utilizarlas no contaminen. 
✓ Ayuda a comprender y tratar muchas enfermedades que 
amenazan a la humanidad y a las fuentes de alimento. 
✓ Al adquirir un mayor conocimiento seremos capaces de 
encontrar métodos y soluciones para los problemas 
ambientales debidos a la actividad humana que se ha 
dañado a la naturaleza al emitir gases tóxicos y aguas 
residuales provenientes de procesos químicos 
industriales. 
 
CLASIFICACIÓN 
La química se divide en las siguientes ramas: 
a. Química General.- Estudia las leyes, principios y teorías 
que rigen al estudio de la materia. 
b. Química Inorgánica.- Estudia todos los elementos y 
compuestos que se conocen excepto el carbono y sus 
derivados. 
c. Química Orgánica.- Estudia a la materia que contienen 
gran cantidad de carbono; es decir a la materia viva. 
d. Química Analítica.- Se encarga de desarrollar técnicas y 
procedimientos para el conocimiento de la cantidad y la 
calidad de la materia. 
✓ Q. A. Cualitativa.- identifica el tipo o tipos de elementos 
que forman parte de la materia. 
✓ Q. A. Cuantitativa.- Determina la cantidad de cada 
elemento o ión que forma parte de la materia. 
e. Fisicoquímica (Química Física).- Estudia la rapidez 
(cinética) con que ocurren las reacciones. 
f. Bioquímica (Química Biológica).- Estudia las reacciones 
(transformaciones) químicas que ocurren en un organismo 
vivo. 
g. Química Nuclear. - Estudia las reacciones que se 
producen en el núcleo de los átomos. 
 
 
 
LA MATERIA 
La materia es toda realidad objetiva, tiene masa y ocupa 
lugar en un espacio. 
La materia no se crea ni se destruye, pero se puede 
transformar. 
La definición de materia conduce a una clasificación dual: 
a. Materia común (ordinaria, condensada, concentrada, 
sustancial o materia propiamente dicha).- Materia que 
tiene masa tanto en reposo como en movimiento. Ocupa 
un espacio. Compuesta de átomos. Todo aquello que 
tenga una velocidad menor que la de la luz. 
Ejm.: agua, aire, galaxias, estrellas, tierra, mares, ríos 
cerros, cloruro de sodio, etc. 
b. Materia disipada, no sustancial (Energía).- Es aquella 
que posee masa a la velocidad de la luz. Materia que no 
tiene masa en reposo, sólo en movimiento. Compuesta de 
cuantos o fotones, los cuantos son más diminutos que los 
átomos. 
Ejm.: las radiaciones electromagnéticas, tales como: luz 
visible, ondas de radio, ondas de televisión, ondas de 
radar, rayos infrarrojos (IR), rayos ultravioletas (UV), rayos 
x, rayos cósmicos, etc. 
 
DIMENSIONES DE LA MATERIA 
Todos los cuerpos materiales tienen unas dimensiones, por lo 
tanto, se pueden medir. 
Dimensiones: en el espacio que conocemos hay tres 
dimensiones llamadas: ancho, largo y alto. 
 
 
PROPIEDADES DE LA MATERIA 
La materia puede tener dos tipos de propiedades: generales 
(comunes a todos los cuerpos) y características (particulares 
de cada sustancia). 
 
PROPIEDADES FÍSICAS: 
Son aquellas que se pueden determinar sin alterar la 
identidad de la sustancia. Estas propiedades pueden ser 
generales y particulares. 
 
Propiedades Generales: Son aquellas que tienen relación 
directa con la definición de una teoría, que además del Peso 
se consideran las siguientes: 
 
➢ Inercia.- Resistencia que opone un objeto a sufrir 
cualquier cambio en su estado de reposo de movimiento. 
➢ Extensión.- Propiedad de ocupar cierto espacio o 
volumen, tiene que ver con la cantidad de masa y su 
existencia física real. 
➢ Impenetrabilidad.- Es el espacio ocupado por un cuerpo 
que no puede ser ocupado por otro al mismo tiempo. 
 
➢ Discontinuidad.- Propiedad de la materia de presentar 
espacios vacíos en su estructura. 
➢ Indestructibilidad.- La materia no se destruye, solo se 
transforma. 
➢ Divisibilidad.- Propiedad de la materia de fraccionarse. 
 
Propiedades Particulares: Son inherentes a cada tipo de 
sustancia, permitiendo distinguir una de otra de manera 
definida. Son: 
 
➢ Densidad.- Es la masa de la sustancia por unidad de 
volumen, permite identificar y determinar si una sustancia 
es pura. 
➢ Dureza.- Propiedad de resistencia de los cuerpos a ser 
rayados. 
➢ Maleabilidad.- Capacidad de algunos sólidos (metales) 
para formar láminas. 
➢ Ductibilidad.- Capacidad de algunos sólidos (metales) 
para formar hilos. 
 
3 
 
➢ Elasticidad.- Propiedad de algunos cuerpos de cambiar 
su forma cuando se les aplica una acción. 
➢ Color.- Tiene relación con la interacción de la Radiación 
Electromagnética con la materia. 
 
¿QUE ES LA ENERGÍA? 
Es la capacidad de la materia para efectuar un trabajo o 
transferir calor. 
 
RELACION MATERIA – ENERGIA: 
Planteada por Albert Einstein como que la masa y la energía 
son dos formas de la materia que está íntimamente 
relacionado. 
Materia : Es energía condensada 
Fórmula : E = m. C2 
Energía : Es materia enrarecida. 
𝐌𝐚𝐭𝐞𝐫𝐢𝐚 ↔ 𝐄𝐧𝐞𝐫𝐠í𝐚 
 
“En el Universo nada es absoluto, todo es relativo”. Albert 
Einstein; quien manifiesta que la masa si logra moverse y 
aproximarse a la velocidad de la luz, sufre variaciones. Según 
la fórmula: 
Unidades a utilizar en los ejercicios: 
 
Joule = Kg . m2/s2 C = 3 x 105 km/s 
Ergio = g . cm2/s2 = 3 x 108 m/s 
 = 3 x 1010 cm/s 
 
 
LEYES DE CONSERVACION DE LA MATERIA Y DE LA 
ENERGIA 
1. Ley de la Conservación de la Materia: (Lavoisier). 
“La Materia no puede crearse ni destruirse, solamente se 
transforma de una forma a otra” 
 
2. Ley de la Conservación de la Energía: (Mayer – Joule). 
“La Energía no se crea ni se destruye, solo se transforma 
de una forma a otra” 
 
En términos conceptuales, materia se puede definir como 
cualquier sustancia que posee masa y ocupa un lugar en 
el espacio (volumen); la cual como cualquier otro 
componente de la naturaleza reacciona a factores 
ambientales como la presión y la temperatura, 
manifestándose en tres estados: 
 
Gaseoso. Líquido. Sólido. 
 
Estos estados obedecen fundamentalmente a la energía 
cinética o energía de movimiento de las moléculas que 
conforman dicha materia y a la forma de agregación de las 
mismas. 
EL ÁTOMO 
 
ÁTOMO [ A = sin, tomo = división] 
 
DESARROLLO CRONOLÓGICO DE LA TEORÍA ATÓMICA 
Y LOS MODELOS ATÓMICOS 
 
 
Respecto a la estructura interna de la materia, a través de la 
historia se plantearon diferentes concepciones filosóficas y 
teorías científicas para poder explicar las propiedades del 
mundo material que nos rodea. 
 
CONCEPCIONES FILOSÓFICAS 
El concepto atómico de la materia surgió aproximadamente 
hace 450 años a.C., cuando el filósofo griego Leucipo 
afirmaba que la materia es discontinua porque estaría 
formada por partículas discretas indivisibles llamadas átomos 
(en griego “átomo” significa indivisible), que sería el límite de 
división de la materia, tal como se ilustra en la siguiente 
figura: 
 
 
 
DEMÓCRITO (380 años a.C.) 
Discípulo de Leucipo,sostenía que el elemento último de la 
realidad es el átomo, partícula eterna, indivisible y 
homogénea. 
Muchos filósofos clásicos griegos consideraban absurda esta 
teoría atómica y la rechazaban; entre ellos tenemos a 
Empédocles, contemporáneo de Demócrito, quién sostenía 
que todos los materiales están compuestos por cuatro 
“elementos”: tierra, aire, fuego y agua; Aristóteles (300 años 
a.C.), discípulo de Empédocles, describió los “cuatro” 
elementos como la combinación de propiedades 
fundamentales de la materia: sequedad, humedad, calor y 
frío, así: 
 
Aproximadamente un siglo después, las teorías atómicas de 
Demócrito fueron ampliadas y propagadas por Epicuro, su 
discípulo más famoso. 
Las doctrinas del atomismo se perpetuaron por medio del 
poema DERERUM NATURA, escrito alrededor del año 50 
a.C., por el poeta romano Lucrecio. 
 
MODELOS ATÓMICOS HASTA EL ACTUAL 
El modelo atómico es una explicación a la estructura de la 
mínima cantidad de materia en la que se creía que se podía 
dividir una masa. 
 
 
 
MODELO DE DALTON (1808) 
(Esfera compacta e indestructible) 
Se le conoce como el “Padre de la Teoría 
Atómica Moderna”. Publicó su “Nuevo Sistema de 
Filosofía Química” en el que expone: 
El postuló que los átomos eran pequeñas esferas 
rígidas, indivisibles e indestructible. 
 
MODELO DE THOMSON (1897) 
(Budín con pasas) 
El físico ingles Joseph Thomson demostró la 
existencia de los electrones. El propuso un 
mf =
mo
1
V
C
2
mo
mf
V
C
=
=
=
=
masa inicial del cuerpo
masa final del cuerpo
velocidad del cuerpo
velocidad de la luz
 
4 
4 
modelo de átomo descrito como una esfera compacta con 
carga positiva y con electrones de carga negativa incrustados 
en ella, conocido como el “Budín de Pasas”. 
 
JB PERRÍN 
Años más tarde modificó el modelo de Thompson, sugirió por 
primera vez que las cargas negativas son externas al "budín”. 
 
MODELO DE ERNEST RUTHERFORD (1911) 
(Sistema planetario solar en miniatura) 
Rutherford, basándose en los resultados obtenidos en sus 
experimentos de bombardeo de láminas delgadas, estableció 
el llamado el modelo atómico nuclear. 
 
La estructura del modelo de Rutherford consiste: El átomo 
está formado por dos partes: núcleo y corteza. 
 
El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde 
se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la 
masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la 
experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la 
desviación de las partículas alfa (también con carga positiva). 
 
La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con 
las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte 
de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin 
desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy 
pequeña y carga negativa. Como 
en un diminuto sistema solar, los 
electrones giran alrededor del 
núcleo, igual que los planetas 
alrededor del Sol. Los electrones 
están ligados al núcleo por la 
atracción eléctrica entre cargas de 
signo contrario. 
 
 
 
MODELO ATÓMICO DE NIELS BOHR (1913) 
(Espectro del hidrógeno) 
El físico danés Niels Bohr postula que los electrones giran a 
grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los 
electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las 
cuales determinan diferentes niveles de energía. El electrón 
puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual 
necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía 
original es necesario que el electrón emita la energía 
absorbida. Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el 
tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear. Este 
propuso una Teoría para describir la estructura atómica del 
Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de este 
elemento. 
Rutherford. Bohr, realizó estudios basados en el “espectro del 
Hidrógeno” y concluyó con los siguientes postulados: 
 
1er. Postulado: 
“En el dominio atómico se puede admitir que un electrón se 
mueve en una órbita sin emitir energía” 
Deducción: 
2
e1 2
e 2
m V(q )(q )
F = k Fc = 
r r
 
Donde: 
➢ Fe = Fuerza electrostática 
➢ Fc = Fuerza centrífuga 
➢ me = masa del electrón 
➢ V =Velocidad del electrón 
➢ r = Radio de la orbita 
➢ q = Carga del electrón 
 
De la figura: Fe = Fc 
2
e1 2
2
m V(q )(q )
k = 
r r
 
Pero: q = e y K = 1 
Finalmente: 
2
e
e
m V = 
r
 
2do. Postulado 
“La energía liberada al saltar un electrón de una órbita 
activada a otra inferior de menor activación es igual a la 
diferencia de energía entre el estado activado y primitivo” 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dónde: 
➢ E2=Energía del electrón en la órbita exterior. 
➢ E1=Energía del electrón en la órbita interior. 
➢ h =Constante de Planck. 
➢ µ=Frecuencia. 
Luego la energía total: 
2
t
-e
E = 
2r
 
Dónde: 
➢ Et = energía total del electrón 
➢ e = carga del electrón 
➢ r = radio de la orbita 
 
3er. Postulado 
“Solamente son posibles aquellas orbitas en los cuales se 
cumple que el producto del impulso del electrón por la 
longitud de su órbita que describe es un múltiplo entero de h”. 
 
m . v . 2π . r = n . h 
Dónde: 
➢ m x V = impulso del electrón 
➢ 2πr = longitud de la órbita. 
➢ n =número entero (n = 1,2,3,...) 
➢ h = constante de Planck. 
De donde: 
2 2
2 2
e
n .h
r = 
4π .m
 
Sustituyendo los valores h, m y e; se tiene: 
2r = 0.529 n Aº 
Dónde: 
➢ r = radio de la orbita 
➢ n = nivel de energía 
 
MODELO ACTUAL SOBRE EL ÁTOMO 
Este modelo se basa en los siguientes principios: 
1) Los Saltos Cuánticos (Bohr): Teoría de N. Bohr. 
El electrón se encuentra girando a alta velocidad 
alrededor del núcleo, en órbitas circulares concéntricas, 
denominados “NIVELES ESTACIONARIOS DE 
ENERGÍA”. El electrón tiene energía constante. 
E2 – E1 = h.ᶙ 
 
5 
 
El electrón puede saltar a órbitas superiores o bajar a 
órbitas inferiores, absorbiendo o desprendiendo energía 
respectivamente en los llamados SALTOS CUÁNTICOS. 
 
2) Teoría de la Dualidad de la Materia (Louis de Broglie): 
La materia, al igual que la energía, tienen naturaleza dual, 
porque se comporta simultáneamente como partícula 
(corpúsculo) y como onda”. 
Para determinar la longitud de onda de una partícula 
material, se utiliza la fórmula siguiente: 
h
λ = 
m.v
 
Donde: 
λ = Longitud de onda de la partícula; metros (m) o 
centímetro (cm). 
h = Constante de M. Planck; 6.63 x 10-34 J . s ó 6.63 x 
10-27 Ergio. S 
 m = Masa de la partícula; kilogramo (kg) o (g) 
 v = Velocidad de la partícula; (m/s) o (cm/s) 
3) Principio de Incertidumbre (W. Heisemberg). 
“Es imposible determinar simultáneamente con exactitud 
la posición y la velocidad (momentum) de partículas tan 
pequeñas como el electrón”. 
4) Ecuación de Onda (E. Schrödinger) 
Propuso que el movimiento del electrón no debe ser 
limitado a órbitas circulares definidas como lo manifestó 
Bohr, porque el electrón es una partícula que se mueve en 
forma veloz y bastante compleja alrededor del núcleo. 
De esta ecuación se originan los números cuánticos: n, ℓ, 
m, que definen el orbital atómico. 
Los números cuánticos son parámetros numéricos que 
describen los estados energéticos del electrón. 
 
EL ÁTOMO SEGÚN LA TEORÍA ATÓMICA MODERNA. 
▪ En la actualidad, el átomo es considerado un inmenso 
vacío, constituido básicamente por un núcleo y una 
envoltura electrónica. 
▪ El átomo en su estado fundamental es eléctricamente 
neutro, porque tiene la misma cantidad de protones 
(cargas eléctricas positivas) y de electrones (cargas 
eléctricas negativas). 
▪ El átomo es un micro sistema energético en completo 
equilibrio con una estructura interna muy compleja donde 
existe una gran variedad de partículas sub atómicas 
como, por ejemplo: electrón, muón, high, hadrón, quarks, 
etc. 
 
PARTES DEL ÁTOMO 
a. Núcleo Atómico 
Es la parte central del átomo y tiene carga eléctrica 
positiva. Es extremadamente denso porque en su interior 
se concentra prácticamente toda la masa del átomo, 
siendo sus partículas fundamentales los protonesy 
neutrones (nucleones). 
Da la identidad del átomo; y no interviene en las 
reacciones químicas ordinarias. 
A las partículas nucleares se le conoce como 
“HADRONES” 
 
b. Nube Electrónica 
Está constituida por los electrones que tiene el átomo en 
torno al núcleo. 
✓ Es una zona de baja densidad (muy poca masa) 
✓ El electrón es una partícula con masa prácticamente 
despreciable y carga eléctrica negativa. 
✓ El movimiento veloz y complejo del electrón genera al 
orbital atómico, zonas de alta probabilidad electrónica 
llamadas “orbitales atómicos” o REEMPE. 
✓ A las partículas extranucleares se le conoce como 
“LEPTONES” 
✓ En una reacción química ordinaria, interactúan los 
electrones de valencia de un átomo con los electrones 
de valencia de otro átomo. 
 
PARTÍCULAS ATÓMICAS FUNDAMENTALES 
 
I. HADRONES. 
El término hadrón significa partícula de interacción fuerte; 
son partículas pesadas en comparación con los leptones; 
están constituidas por ciertas partículas llamadas quarks. 
Los Hadrones se agrupan en Bariones y Meson: 
 
BARIONES: 
a. Protón (p+) 
Partícula de carga eléctrica positiva y con una masa de 
1.672x10-24 g (1800 veces mayor a la del electrón). Un 
protón está formado por tres quarks (2 quarks arriba, 1 
quark abajo), el número de protones para los átomos 
de un mismo elemento es invariable. 
b. Neutrón (nº) 
Partícula que no tiene carga eléctrica. El neutrón tiene 
masa de 1.66 10-24 gr casi igual que la del protón. El 
neutrón está formado por tres quarks (2 quarks abajo y 
1 quark abajo), el número de neutrones puede variar 
para átomos de un mismo elemento. 
 
MESONES: 
Son los hadrones más ligeros, cada mesón está formado 
por dos quarks, entre ellos tenemos los mesones π (pión) y 
mesones K (kaón). 
 
II. LEPTONES 
Son partículas de masa ligera y de interacción débil. Entre 
ellos tenemos a: 
a. Electrón (e-) 
Es partícula muy estable, son partícula con carga 
eléctrica negativa que da origen a la electricidad 
cuando fluyen en un conductor. Sirve para formar 
enlaces químicos. 
b. Neutrino (ν) 
Partícula más ligera que el electrón; como masa en 
reposo cero y carga igual a cero. 
 
c. Muón 
Es la más pesada de la familia de leptones, con una 
masa igual a 200 veces la masa del electrón. 
 
ZONA NÚCLEO 
NUBE 
ELECTRONIC
A 
Partícul
a 
Protón (p+) 
Neutrón 
(n°) 
Electrón (e-) 
Masa 
(g) 
1.672x10-24 1.675x10-24 9.109x10-28 
Masa 
de uma 
1.0073 1,0087 0,0005486 
Carga 
absolut
a (C) 
+1,602.10-
19 
0 -1.602x10-19 
 
6 
6 
Carga 
relativa 
+1 0 -1 
 
 
 
 
-
-
ab e
q = #e qx 
 
NÚCLIDO 
Es la representación del núcleo del átomo de un elemento 
químico con una cantidad de protones y neutrones definidos. 
 
Representación de un Núclido 
 
 
 
NÚMERO ATÓMICO O CARGA NUCLEAR (Z). 
Denota la carga nuclear de los núclido. Es decir, el número de 
protones contenidos en el núcleo atómico. Este número 
determina la identidad química de un elemento y permite 
ubicar a los elementos en la tabla periódica. Z = # p+ 
 
Si el átomo es eléctricamente neutro: # p+= # e- = Z 
 
 
NÚMERO DE MASA (A). 
Determina el número de nucleones. Es decir, la suma del 
número de protones y el número de neutrones contenidos en 
el núcleo de un átomo. 
A = Z + #n° 
 
A = #p+ + #nº 
 
Una expresión más simple de la anterior es: 
#n° = A - Z 
Observaciones: 
Número mínimo de masa: 
A (mínimo) = 2Z 
 
NÚMERO DE NEUTRONES (NO). 
También se denomina nucleones neutros, agente 
desintegrador. Indica la cantidad de nucleones neutros 
contenidos en el núcleo del átomo: Es la diferencia del 
número de masa y los protones. 
no = A - #p+ 
 
Ejemplo: 
12 16 24 40
6 8 12 20C ; O ; Mg ; Ca 
 
NOTA IMPORTANTE: 
• Carga Nuclear = cantidad de protones 
• Nucleones = Protones + neutrones 
• Partículas fundamentales = protones + neutrones + 
electrones 
 
IÓN 
Es un átomo, que se origina a partir de un átomo neutro 
después de haber perdido o ganado electrones. 
Se clasifican en: 
Ion Positivo: 
Se le denomina catión, se genera cuando un átomo neutro 
pierde uno o más electrones por lo cual su carga neta es 
positiva. 
Representación: 
 
A +q -
ZE ; q = z - #e 
 
Ejemplo: 
 
 
Ion Negativo: 
Se le denomina anión, se genera cuando el átomo neutro 
gana uno o más electrones por lo cual su carga neta es 
negativa. 
Representación: 
A -q -
ZE ; -q = z - #e 
 
Ejemplo: 
 
 
TIPO DE ATOMOS 
Son átomos que tienen una característica en común. Pueden 
ser: 
 
ISÓTOPOS O HÍLIDOS (iso=igual, topos=lugar) 
➢ Son dos o más átomos de un mismo elemento, con igual 
número atómico, diferente número de masa y de 
neutrones. 
➢ Tienen propiedades químicas iguales y propiedades 
físicas diferentes. 
Representación: 
 
1 2
1 2
A A
Z n Z nE ; E 
 
Recordar 
0 ; A ; n Z =   
 
Ejemplos: 
 
1 2 3
1 1 1 H H H
Protio(H) Deutero(D) Tritio(T)
 
 
Protio.- Es el isótopo natural más abundante del Hidrógeno. 
Forma al agua común (H2O) 
Deuterio. - Es utilizado para la fabricación del agua pesada 
(óxido de deuterio D2O) 
Tritio. - Interviene en las reacciones de fusión nuclear. Forma 
el agua superpesada: T2O 
 
ISOBAROS (iso=igual, baros=masa) 
Son átomos de diferentes elementos químicos que tienen 
igual masa atómica, diferente número atómico y diferente 
número de neutrones. 
Poseen propiedades físicas semejantes, pero diferentes 
propiedades químicas. 
Representación: 
 
1 1 2 2
A A
Z n Z nE ; E 
 
Recordar 
0A= ; Z ; n   
Ejemplos: 
40 40 40
18 22 19 21 20 20Ar ; K ; Ca 
ISOTONOS 
Son átomos que pertenecen a diferentes elementos químicos, 
que poseen igual número de neutrones. Poseen propiedades 
físicas y químicas diferentes. 
 
7 
 
Representación: 
1 2
1 2
A A
Z n Z nE ; E 
Recordar 
0n = ; Z ; A  
Ejemplos: 
31 32 30
15 16 16 16 14 16P ; S ; Si 
 
ESPECIES ISOELECTRÓNICOS 
Son átomos o iones que presentan la misma configuración 
electrónica, es decir poseen la misma cantidad de electrones. 
Ejemplos: 
39 +1 31 -3 40
19 15 18K ; P ; Ar 
Todos tienen 18 electrones 
DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA 
Es la ubicación de los electrones que tiene un átomo en sus 
respectivos niveles, subniveles y orbitales. 
DESCRIPCION 
Niveles de Energía ó Capas (n) 
Son regiones o capas donde se encuentran girando los 
electrones. Su valor determina la energía del orbital. A mayor 
nivel mayor energía y menor estabilidad del orbital. 
Representación: 
Representación 
letras mayúsculas 
K L M N O P Q 
Representación 
Cuántica (n) 
1 2 3 4 5 6 7 
 
 
Numero de electrones en cada nivel 
El número de electrones en un determinado nivel “n” se halla 
con la regla de Rydberg: 
- 2#Máximo de e = 2(n) 
Nota: La regla de Rydberg se cumple hasta el nivel 4 
 
Nivel (n) 
Regla de 
Rydberg 
#Máx e- 
K(1) 
L(2) 
M(3) 
N(4) 
O(5) 
P(6) 
Q(7) 
2 (1)2 
2(2)2 
2(3)2 
2(4)2 
- 
- 
- 
2 
8 
18 
32 
32 
18 
8 
Subniveles de energía, Subcapa ó Suborbita ( l ) 
Son regiones ubicadas dentro de un nivel donde se 
encuentran electrones de energía aproximada. 
 
Representación 
letras 
minúsculas 
s 
(sharp) 
p 
(principal) 
d 
(difuso) 
f 
fund. 
Representación 
Cuántica (l) 
0 1 2 3 
 
 
 
Numero de electrones en cada subnivel: 
 
-# Maximo de e = 2(2l + 1) 
 
l = Representación cuántica del subnivel 
 
Resumen: 
 
Subnivel Formula 
Numero de 
e- 
s(0) 2(2x0+1) 2 
p(1) 2(2x1+1) 6 
d(2) 2(2x2+1) 10 
f(3) 2(2x3+1) 14 
 
2 6 10 14 ; p ; d ; fs 
 
Representación de electrones en Nivel y Subnivel: 
 
 
Ejemplo: 
Para: n=2 y l=0 
Representación: 22s 
 
Orbital(s) 
Llamado también REEMPE. Es la región del espacio donde 
existe la máxima probabilidad de encontrar al electrón 
 
 
Energía relativa de un Orbital ( Er ).- Se determina con la 
siguiente fórmula: 
dónde: 
n = valor del número cuántico principal 
ℓ = valor del número cuántico secundarioPara ello se deben tener las siguientes consideraciones: 
a. El orbital de mayor estabilidad es el de menor energía 
relativa. 
b. Cuando se obtiene igual suma de (n + ℓ ) para los 
orbitales, el que tiene mayor valor de “n” tiene la mayor 
energía relativa. 
c. Los orbitales de un subnivel que tiene igual energía 
relativa se les denominan orbitales degenerados. 
 
Ejemplo: 
r
 Valor
6p : E = 6 + 1 = 7
Mayor
 (Menos estable) 
r
Menor Valor
4f : E = 4 + 3 = 7 (Más estable) 
Tipos de Orbitales 
 
 
 
#Máx de Orbitales en cada Nivel = 2l + 1 
 
Ejemplo: 
➢ Para el subnivel “s”: 
#Máx de Orbitales = 2(0) + 1 = 1 orbital 
➢ Para el subnivel “p”: 
rE = n + l
 
8 
8 
#Máx de Orbitales = 2(1) + 1 = 3 orbitales 
Resumen: 
Subnivel 
(l) 
#Máx. 
Orbitales 
Tipo de Orbital 
#Máx 
de e- 
s(0) 
 
p(1) 
 
d(2) 
 
f(3) 
 
1 
 
3 
 
5 
 
7 
↑↓
𝑠
 
↑↓
𝑝𝑥
 
↑↓
𝑝𝑦
 
↑↓
𝑝𝑧
 
↑↓
𝑑1
 
↑↓
𝑑2
 
↑↓
𝑑3
↑↓
𝑑4
 
↑↓
𝑑5
 
↑↓
𝑓1
 
↑↓
𝑓2
 
↑↓
𝑓3
↑↓
𝑓4
 
↑↓
𝑓5
 
↑↓
𝑓6
 
↑↓
𝑓7
 
 
s2 
 
p6 
 
d10 
 
 
f 14 
 
PRINCIPIOS PARA LA CONFIGURACIÓN DE 
ELECTRONES 
Principio de AUFBAU (Regla de Construcción): “El llenado 
de los subniveles energéticos se efectúa desde los que tienen 
menor energía (basal) hacia los de mayor energía “. 
 
Regla de Möllier: Es una forma práctica para realizar la 
distribución electrónica por subniveles según el principio de 
Aufbau. También se le llama comúnmente regla del 
“serrucho” 
 
 
 
Distribución electrónica escrito en forma horizontal. 
 
 
 
Ejemplo: Distribuye en niveles y subniveles los electrones del 
átomo de cloro. 
2 2 6 2 5
17Cl : 1s 2s 2p 3s 2p 
 
Configuración electrónica Kernell o simplificada. 
Consiste en realizar la distribución electrónica haciendo uso 
de la configuración electrónica de un gas noble. 
 
           2 10 18 36 54 118He ; Ne ; Ar ; Kr ; Xe ; ? 
 
Ejemplo: Escribe la configuración simplificada del átomo de 
azufre. 
 
𝑆16
0 : 1𝑠2; 2𝑠2; 2𝑝6; 3𝑠2; 3𝑝4 
 
 
Expresión Simplificada: 
𝑆16
0 : [ 𝑁𝑒10
0 ]; 3𝑠2; 3𝑝4 
 
 
Elementos Anómalos (Antiserrucho).- 
Son aquellos que no cumplen estrictamente con el principio 
de AUFBAU. 
La distribución electrónica de un elemento no debe terminar 
en d4 ni en d9. Si esto ocurriese un electrón del último 
subnivel “s” pasará al subnivel “d”. 
Primer caso: 
 
 
Ejemplo: 
2 2 6 2 6 2 4 
24Cr : 1s ; 2s ; 2p ; 3s ; 3p ; 4s ; 3d (Inestable)
 
2 2 6 2 6 1 5 
24Cr : 1s ; 2s ; 2p ; 3s ; 3p ; 4s ; 3d (Estable)
 
Segundo caso: 
 
 
 
Ejemplo: 
2 2 6 2 6 2 10 6 2 9
47 Ag : 1s ; 2s ; 2p ; 3s ; 3p ; 4s ; 3d ; 4p ; 5s ; 4d (Inestable)
 
2 2 6 2 6 2 10 6 1 10
47 Ag : 1s ; 2s ; 2p ; 3s ; 3p ; 4s ; 3d ; 4p ; 5s ; 4d (Estable) 
 
Principio de máxima multiplicidad (Regla de F. Hund).- 
También se le denomina principio de la máxima multiplicidad 
y establece lo siguiente. “Un orbital no puede tener dos 
electrones si es que hay otros orbitales del mismo subnivel 
que no tienen por lo menos un electrón”. 
Ejemplo: 
El diagrama orbital del átomo de nitrógeno es: 
2 2 3
7N : 1s ; 2s ; 2p 
Por Hund: 
𝐍7
0 : 
↑↓
1𝑠
;
↑↓
2𝑠
;
↑
2𝑝𝑥
;
↑
2𝑝𝑦
;
↑
2𝑝𝑧
 
 
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE IONES 
Para cationes: 
Para realizar la distribución electrónica de un anión se 
procede del siguiente modo: 
 
1. Se efectúa la configuración electrónica del átomo neutro. 
2. Los electrones que pierde el átomo son del último nivel, 
luego del penúltimo nivel, en ese orden. 
3. Para un mismo nivel de energía los electrones que 
pierde el átomo es de f, d, p, s, es decir, de mayor a 
menor energía relativa. 
4. Se quitan los electrones del último nivel. 
 
Ejemplo: 
Efectuar la configuración electrónica del 2+
12Mg
: 
Mg012
0 : 1𝑠2; 2𝑠2; 2𝑝6; 3𝑠0
2 (Á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑁𝑒𝑢𝑡𝑟𝑜) 
Mg2+12
0 : 1𝑠2; 2𝑠2; 2𝑝6; 3𝑠0
0 (10𝑒−) 
 
Para Aniones: 
Para realizar la distribución electrónica de un anión se 
procede de la siguiente manera: 
1. A la cantidad de electrones del átomo neutro se le suma la 
cantidad de electrones ganados. 
2. Se efectúa la configuración electrónica para el total de 
electrones. 
Ejemplo: 
Efectuar la configuración electrónica del 16S2-: 
 
S016
0 : 1𝑠2; 2𝑠2; 2𝑝6; 3𝑠0
2; 3𝑝0
4 (Á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑁𝑒𝑢𝑡𝑟𝑜) 
S2−16
0 : 1𝑠2; 2𝑠2; 2𝑝6; 3𝑠0
2; 3𝑝0
6 (18𝑒−) 
 
NÚMEROS CUÁNTICOS 
Los números cuánticos son parámetros numéricos que 
describen los estados energéticos del electrón. Los números 
cuánticos son cuatro. 
 
Kernel
l 
Electrones 
de valencia 
Kernel
l 
 
9 
 
Representación de números cuánticos 
 
n ; l ; m ; s 
 
 
 
Número cuántico principal (n): 
➢ Determina el tamaño del orbital y la energía del nivel. 
➢ Indica el nivel en el que se encuentra girando el electrón. 
➢ Toma valores de números enteros y positivos: 
n=1,2,3,4,5,6,7,... (representación cuántica). A “n” se le 
puede asignar valores literales: K, 
L,M,N,O,P,Q,...(representación espectroscópica). 
 
Número Cuántico Secundario (ℓ ): 
➢ También es denominado número cuántico azimutal. 
➢ Indica la forma que tiene el orbital atómico. 
➢ Toma valores de números enteros y positivos 
comprendidos en el rango: 
ℓ = 0,1,2,3,…(n-1) 
 
Subnivel s p d f 
Numero Cuántico (ℓ) 0 1 2 3 
 
n ℓ Tipo de orbital Forma 
1 0 s (shars) esférica 
2 
0 
1 p(principal) dilobular 
3 
0 
1 
2 d(difuse) tetralobular 
4 
0 
1 
2 
3 f(fundamental) complejo 
 
Número Cuántico Magnético (m): 
➢ Indica la orientación que toma el orbital atómico en el 
espacio, con respecto a los tres ejes coordenados. 
➢ Toma valores de números enteros negativos y positivos 
comprendidos en el rango entre –ℓ y +ℓ, incluyendo el 
valor 0. 
➢ El número de valores que toma “m”, se puede calcular con 
la fórmula ( 2ℓ + 1 ), y esta cantidad de valores indica el 
número de orbitales que tiene el subnivel correspondiente. 
 
m = 2(l) + 1 
 
m = - l,…-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4…+ 
 
 
 
“ℓ” m = 2l+1 Valores de “m” 
0(s) 1 0 
1(p) 3 -1,0,+1 
2(d) 5 -2,-1,0,+1,+2 
3(f) 7 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 
Para los subniveles conocidos tenemos: 
 
 
Número Cuántico de Spin (s): 
➢ También es denominado número cuántico de giro. 
➢ Indica el sentido de rotación que tiene el electrón 
alrededor de su eje que imaginariamente pasa por su 
centro. 
➢ Si el electrón gira en sentido antihorario, se le asigna un 
número cuántico de spin de 1
( )
2
+ 
. 
➢ Si el electrón gira en sentido horario, se le asigna un 
número cuántico de spin de 1
( )
2
− 
 
➢ Las investigaciones de Otto Stern y Walther Gerlach, en 
1924, ofrecieron pruebas concluyentes del spin del 
electrón.