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Estructura atómica -Modelos 
atómicos
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Que es el átomo?
Partícula más pequeña de un elemento, que conserva la 
identidad química del elemento.
Está formado por partículas subatómicas (electrón, 
neutrón, protón), un núcleo atómico que concentra la 
masa atómica, en el que se encuentran los protones y los 
neutrones. 
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Núcleo atómico
• Es el centro del átomo
• Concentra la masa del átomo
• Formado por protones y Neutrones
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Que son los protones?
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Que son los electrones?
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• Los átomos tienen números iguales de protones y de 
electrones, así que no tienen carga eléctrica neta. Son 
neutros.
• Los átomos también son extremadamente pequeños; 
en su mayor parte tienen diámetros de entre 1x10-10 m 
y 5x10-10 m, es decir, entre 100 y 500 pm
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¿Qué hace que un átomo de un elemento sea 
diferente de un átomo de otro elemento?
• Todos los átomos de mismo un elemento 
tienen el mismo número de protones en el 
núcleo. 
• Pero pueden diferir en el número de 
neutrones, y por tanto en su masa, a estos se 
les llaman ISÓTOPOS.
Ejemplo: el elemento hidrógeno tiene 3 isótopos
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Nombre p e n
Hidrógeno 1 1 0
Deuterio 1 1 1
Tritio 1 1 2
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Número atómico y número másico
• El número de protones, que se denomina
NÚMERO ATÓMICO (Z).
• NÚMERO MASICO(A) es el número total de
protones más neutrones en el átomo.
Para el ejemplo del Hidrógeno:
1𝐻 1𝐻
 
1𝐻
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12
12C 6 x 1,0087 uma + 6 x 1,0073 uma = 12,096 uma
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Abundancia relativa-Masa atómica 
promedio
• La mayor parte de los elementos se presentan 
en la naturaleza como mezclas de isótopos.
• La masa atómica es la masa promedio de los 
isótopos naturales de un elemento expresada 
en u.m.a. Se calcula con un promedio 
ponderado
•
% % ⋯….% =masa atómica promedio
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Ejercicio 4
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Cationes y aniones
• Los átomos que son neutros pueden perder y 
ganar electrones y transformarse en iones.
• Si un átomo gana electrones, deja de ser neutro 
y se transforma en un anión (especie con carga 
negativa). Ej: Cl-; O=
• Si un átomo pierde electrones, deja de ser 
neutro y se transforma en un catión (especie 
con carga positiva). Ej: Na+; Ca+2;
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Ejercicio 5
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MODELO ATÓMICO MODERNO
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Hipótesis de De Broglie
• En 1925, De Broglie propuso que todas las partículas 
deberían ser consideradas como provistas de 
propiedades ondulatorias. 
• Sugirió que la longitud de onda asociada con la onda de 
materia es inversamente proporcional a la masa de la 
partícula y su velocidad (relación de De Broglie): 
p = es el momento lineal
h = es la constante de Planck
m = es la masa de la partícula
v = es la velocidad de la partícula
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Principio de Incertidumbre de 
Heisenberg
Es inherentemente imposible conocer simultáneamente la 
trayectoria (momentum) del electrón y su posición exacta en 
el espacio. 
• Heisenberg relacionó matemáticamente la incertidumbre de 
la posición y enunció lo siguiente: «Si se conoce la localización 
de una partícula con una incertidumbre x entonces el 
momento lineal puede conocerse dentro de la incertidumbre 
p.»
• O bien « es imposible saber simultáneamente y con precisión 
absoluta la posición y la velocidad de una micropartícula"
p x  h/2
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• Erwin Schrödinger derivo una compleja fórmula
matemática que incorporó las características de
onda - partículas del electrón. El comportamiento
del electrón se describe mediante una función de
onda ψ.
• La probabilidad de encontrar un electron en un
cierto espacio es proporcional a ψ2 y se conoce
como densidad electronica.
MECANICA CUANTICA
• Para la resolución de la ecuación de onda se 
introducen 3 números enteros denominados 
«números cuánticos»: n, l, ml.
• Cada combinación de números cuánticos 
caracteriza el estado de un electrón.
• También se definió un cuarto número cuántico 
ms (de espin), que es indispensable para definir 
el estado de los electrones en átomos 
polielectrónicos, de forma tal que ms = + ½ ;- ½.
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El modelo de la mecánica cuántica emplea tres 
números cuánticos, n, l y ml , para describir un 
ORBITAL.
La función de onda que caracteriza el estado 
cuántico de un electrón en un átomo se 
denomina orbital.
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Son requeridos para describir la distribución de la densidad 
electronica en el átomo.
Son tres los números cuánticos necesarios para describir al 
orbital atómico
 El número cuántico principal (n) – designa tamaño
 El número cuántico angular (l) – describe forma
 El número cuántico magnetico (ml) – especifica 
orientacion
Números cuánticos
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El número cuántico principal (n) designa el 
tamaño del orbital.
Valores grandes de n corresponden a orbitales 
grandes.
Los valores permitidos de n son números enteros: 
1, 2, 3 …..
Se conoce como nivel de energía.
El número cuántico principal puede tener un 
máximo de 2n2 electrones.
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n es el número cuántico principal/indica el nivel 
de energía
n:1,2,3,….. ; 
2n2 = número de electrones por nivel de energía
n = 1 ; 2 (1)2 = 2 electrones
n = 2 ; 2 (2)2 = 8 electrones
n = 3 ; 2 (3)2 = 18 electrones
n = 4 ; 2 (4)2 = 32 electrones
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El número cuántico de momento angular (l) 
(secundario) o azimutal describe la forma del 
orbital.
Los valores son enteros y dependen del número 
cuántico principal n.
El valor de l varía desde 0 hasta n – 1.
Ejemplo: Si n = 2, l puede ser 0 o 1.
Se conoce como subnivel.
El orbital esta determinado por el valor de l.
l=0 s
l=1 p
l=2 d
l=3 f
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El número cuántico magnético (ml) 
describe la orientación de un orbital 
en el espacio
Los valores de ml son enteros , que
dependen del valor del número l
momento angular
Varía desde – l,…0,…+l
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n= 1,2,3,….. l=0…..n-1 ml = -l…….0……+l ms
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Números cuánticos….. niveles, subniveles y orbitales
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El número cuántico spin (ms ) es usado para 
especificar el spin del electrón.
Tiene dos valores posibles asociados a la dirección 
de giro:
ms +½ y −½.
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principal (n) – Tamaño
angular (l) – Forma
magnetic (ml) – Orientación
spin del electrón (ms) dirección del spin
2px
principal (n = 2)
related to the magnetic 
quantum number (ml )
angular momentum (l = 1)
Requerido para describir un 
orbital atómico. 
Requerido para describir un 
electrón en un orbital 
atómico.
Números cuánticos y orbital atómico……..
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n l ml ms
1
2
2
Subnivel
l=0(s)
Subnivel
l=1(p)
Valores: -1,0,1
Subnivel
l=2(d)
Valores:-2,-1,0,1,2
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Ejercicio 1 a)
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Ejercicio 1 b)
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Ejercicio 3
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