Estructura atómica

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SEMANA 2 
Elemento, símbolo, fórmula, átomos, estructura, número 
atómico, número de masa, modelos atómicos y configuración 
electrónica. 
Elemento: cualquier sustancia pura que no se puede descomponer por medios 
químicos ordinarios en dos o más sustancias diferentes y más simples. El oro, 
el aluminio, el hidrogeno, el oxígeno, el sodio, el cloro, el carbono y el mercurio 
son elementos. 
Símbolo: letra o grupo de letras que representan a un elemento. Ejemplo 
Hidrógeno (H); cloro (Cℓ); sodio (Na); plata (Ag); aluminio (Aℓ); uranio (U); boro 
(B); calcio (Ca); carbono (C); cobre (Cu); cromo (Cr); escandio (Sc); fósforo (P); 
magnesio (Mg); mercurio (Hg); oro (Au); plomo (Pb); plutonio (Pu); potasio (K); 
torio (Th) 
Fórmula: es la expresión escrita y abreviada del nombre de una sustancia. La 
misma determina: 
1. Los elementos presentes en la sustancia. 
2. El numero relativo de átomos de cada elemento en el compuesto o 
elemento. 
 
Una molécula es un conjunto de dos o más átomos estrechamente unidos. El 
“paquete” de átomos resultante se comporta en muchos sentidos como un objeto 
único y bien definido. 
 
Las moléculas y las fórmulas químicas 
 
Muchos elementos se encuentran en la naturaleza en forma molecular; es decir, 
dos o más átomos del mismo tipo se unen entre sí. Por ejemplo, el oxígeno que 
normalmente se encuentra en el aire consiste en moléculas que contienen dos 
átomos de oxígeno. Esta forma molecular de oxígeno se representa con la 
fórmula química O2. El subíndice de la fórmula nos indica que dos átomos de 
oxígeno están presentes en cada molécula. Una molécula formada por dos 
átomos se conoce como molécula diatómica. El oxígeno también existe en otra 
forma molecular, conocida como ozono. Las moléculas de ozono consisten en 
tres átomos, lo que hace que la fórmula química para esta sustancia sea O3. 
Aunque el oxígeno “normal” (O2) y el ozono (O3) están compuestos solo por 
átomos de oxígeno, presentan propiedades químicas y físicas muy diferentes. 
Por ejemplo, el O2 es esencial para la vida, pero el O3 es tóxico; el O2 es inodoro 
(no tiene olor), mientras que el O3 tiene un olor acre picante. 
 
Los elementos que normalmente existen como moléculas diatómicas son el 
hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno y los halógenos; cuando hablamos de la 
sustancia hidrógeno, nos referimos a H2, a menos que indiquemos 
explícitamente otra cosa; de igual manera cuando hablamos de oxígeno, 
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nitrógeno o de cualquiera de los halógenos nos referimos a O2, N2, F2, Cℓ2, Br2 o 
I2 
Los compuestos que están formados por moléculas contienen más de un tipo de 
átomos, y se conocen como compuestos moleculares. Por ejemplo, una 
molécula de agua consiste en dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, 
y por lo tanto se representa con la fórmula química H2O. La ausencia de un 
subíndice en el O indica que hay un átomo de O por molécula de agua. 
Átomo: es un sistema eléctrico, formado de un núcleo central cargado 
positivamente rodeado por uno o más electrones con carga negativa. 
Átomo: es la partícula más pequeña de un elemento que puede existir y 
preservar todavía las propiedades de ese elemento, incluyendo la capacidad de 
reaccionar con otros átomos. 
Átomo: partícula neutra más pequeña representativa de un elemento y que 
conserva todas sus propiedades. 
Átomo: es la partícula más pequeña de un elemento que mantiene sus 
propiedades a través de un cambio, ya sea este físico o químico. 
 
Número atómico: número de protones en el núcleo de un átomo de un 
elemento, este número determina la identidad del elemento. 
Número de masa: suma del número de protones y neutrones en el núcleo de un 
átomo especifico. 
Ion: átomo o grupo de átomos (ion poliatómico) eléctricamente cargado; los 
iones pueden ser cargados positivamente (catión) o negativamente (anión), de 
acuerdo con la perdida (carga positiva) o ganancia (carga negativa) de 
electrones que experimentan los átomos. 
Isótopos: son átomos de un mismo elemento (tienen igual Z); contienen un 
número diferente de neutrones y que, por lo tanto, tienen masas diferentes. 
 
La masa atómica de un elemento se define como el promedio de la masa de los 
isótopos de ese elemento con relación a la masa del isótopo más común del 
carbono, al cual se le ha asignado exactamente una masa de 12 unidades 
atómicas de masa (u). La mayoría de los pesos atómicos son números 
decimales y no enteros. Aunque es más adecuado decir masa atómica, la 
palabra peso atómico se acepta generalmente debido a su empleo tradicional. 
 
 
 
 
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El modelo de Bohr 
El descubrimiento de Rutherford sobre la naturaleza nuclear del átomo sugiere 
que el átomo puede considerarse como un “sistema solar microscópico” en el 
que los electrones orbitan alrededor del núcleo. Para explicar el espectro de 
líneas del hidrógeno, Bohr asumió que los electrones se movían en orbitas 
circulares alrededor del núcleo. Sin embargo, de acuerdo con la física clásica, 
una partícula cargada eléctricamente (como un electrón) que se mueve en una 
trayectoria circular debe perder continuamente energía mediante la emisión de 
radiación electromagnética. Al perder energía el electrón debe caer en espiral 
dentro del núcleo cargado positivamente. Es evidente que esta caída en espiral 
no ocurre, ya que los átomos de hidrógeno son estables. Entonces, ¿Cómo 
podemos explicar esta aparente violación a las leyes de la física? Bohr abordo 
este problema de forma similar como lo hizo Planck con el problema sobre la 
naturaleza de la radiación emitida por objetos calientes; Bohr asumió que las 
leyes de la física que prevalecían eran inadecuadas para describir todos los 
aspectos de los átomos. Además, Bohr adopto la idea de Planck de que las 
energías están cuantizadas. 
Bohr baso su modelo en los siguientes postulados 
1. Solo las orbitas con ciertos radios, correspondientes a ciertas energías 
definidas, son permitidas para el electrón de un átomo de hidrógeno. 
2. Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y es un 
estado de energía “permitido”. Un electrón en un estado de energía 
permitido no irradiará energía y, por lo tanto, no caerá en espiral dentro 
del núcleo. 
3. La energía es emitida o absorbida por un electrón solo cuando el electrón 
cambie de un estado de energía permitido hacia otro. Esta energía es 
emitida o absorbida como un fotón, E= hν. 
Limitaciones del modelo de Bohr 
Aunque el modelo de Bohr explica el espectro de líneas del átomo de hidrógeno, 
no puede explicar el espectro de otros átomos, o lo hace de forma burda. Bohr 
también eludió el problema de por qué el electrón con carga negativa no caería 
en el núcleo con carga positiva con la simple suposición de que no ocurriría. Por 
lo tanto, existe un problema al describir a un electrón solo como una pequeña 
partícula que gira alrededor del núcleo. Como resultado, el modelo de Bohr solo 
fue un paso importante en el camino hacia el desarrollo de un modelo más 
completo. Lo más importante del modelo de Bohr es que introdujo dos ideas 
fundamentales que también se encuentran en el modelo actual: (1) los electrones 
solo existen en ciertos niveles discretos de energía, que están descritos por 
números cuánticos, y (2) la energía tiene que ver con el movimiento de un 
electrón de un nivel a otro. 
 
 
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En los años que siguieron al modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno, la 
naturaleza dual de la energía radiante se volvió un concepto conocido. Según 
las circunstancias experimentales, la radiación parece tener tanto carácter 
ondulatorio como de partícula (fotón). Louis de Broglie, amplio esta idea de 
manera audaz. Si la energía radiante pudiera, en condiciones adecuadas, 
comportarse como si fuera un flujo de partículas, la materia, en condicionesadecuadas, ¿podría presentar las propiedades de una onda? Suponga que el 
electrón que orbita alrededor del núcleo de un átomo de hidrógeno pudiera 
considerarse como una onda, con una longitud de onda característica, en lugar 
de considerarse como una partícula. De Broglie sugirió que cuando el electrón 
se mueve alrededor del núcleo, está asociado con una longitud de onda 
particular. Propuso que la longitud de onda característica del electrón, o de 
cualquier otra partícula, depende de su masa y de su velocidad. 
El principio de incertidumbre 
El descubrimiento de las propiedades ondulatorias de la materia dio lugar a 
nuevas e interesantes preguntas sobre física clásica. Por ejemplo, considere una 
pelota que baja rodando por una rampa. Por medio de las ecuaciones de la física 
clásica podemos calcular la posición, la dirección del movimiento y la velocidad 
de la pelota en cualquier momento y con gran exactitud. ¿Podemos hacer lo 
mismo con un electrón, el cual presenta propiedades ondulatorias? Una onda se 
extiende en el espacio, y por lo tanto su posición no está exactamente definida. 
Entonces podríamos anticipar que resulta imposible determinar con exactitud en 
donde se ubica un electrón en un momento específico. 
Heisenberg propuso que la naturaleza dual de la materia presenta una limitación 
fundamental sobre cómo saber con certeza tanto la posición como el momento 
de cualquier objeto. La limitación se vuelve importante solo cuando tratamos con 
materia en el nivel subatómico, es decir con masas tan pequeñas como la de un 
electrón. El principio de Heisenberg se conoce como el principio de 
incertidumbre. Cuando se aplica a los electrones de un átomo, este 
principio establece que es imposible conocer de manera simultánea tanto el 
momento exacto del electrón como su posición exacta en el espacio. 
La hipótesis de De Broglie y el principio de incertidumbre de Heisenberg 
forman la base de una nueva y más aplicable teoría sobre la estructura atómica. 
En este nuevo enfoque, se abandona cualquier intento por definir con precisión 
la ubicación y el momento instantáneo del electrón. Se reconoce la naturaleza 
ondulatoria del electrón, y su comportamiento se describe en términos 
apropiados de onda. El resultado es un modelo que describe con precisión 
la energía del electrón, y describe su ubicación no de forma exacta, pero si en 
términos de probabilidad. 
 
 
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En 1926 Schrödinger propuso una ecuación conocida como la ecuación de 
onda de Schrödinger, la cual incorpora tanto el comportamiento ondulatorio 
como el de partícula del electrón. 
La solución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno produce 
un conjunto de funciones de onda y sus energías correspondientes. Estas 
funciones de onda se conocen como orbitales. Cada orbital describe una 
distribución específica de densidad electrónica en el espacio, dada por su 
densidad de probabilidad. Por lo tanto, cada orbital tiene una energía y forma 
característica. 
 
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Configuración electrónica, es la distribución especifica de……………………… 
Principio de Aufbau (de construcción), 
 
CE: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p6 7s25f146d107p6 
Ejemplo: potasio (Z=19) CE: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s1 
Ejemplo: boro (Z=5) CE: 1s2 2s22p1 
Reglas para escribir la configuración electrónica: 
1. Principio de exclusión de Pauli. 
 
2. Regla de Hund. 
 
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 N° orbitales N° de electrones 
ℓ = 0 = s 1 2 s2 
ℓ = 1= p 3 6 p6 
ℓ = 2 = d 5 10 d10 
ℓ = 3 = 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Estado fundamental (basal), estado de energía más bajo o estado 
más……………………………. de un átomo, molécula o ion. 
Estado excitado, todo estado de energía diferente del estado fundamental de un átomo, 
ion o molécula. 
Configuración electrónica de gases nobles 
He (Z=2) CE: 1s2 CE: [He] 
Ne (Z=10) CE: 1s2 2s22p6 CE: [Ne] 
Ar (Z=18) CE: 1s2 2s22p6 3s23p6 CE: [Ar] 
 
 
 
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Magnetismo 
 
Un electrón posee un “espín” que le confiere un momento magnético, 
ocasionando que se comporte como un imán diminuto. En un sólido 
diamagnético, uno en el cual todos los electrones en el sólido están apareados, 
los electrones de espín hacia arriba y espín hacia abajo se cancelan entre sí. Las 
sustancias diamagnéticas por lo general se describen como no magnéticas, 
pero cuando una sustancia diamagnética se coloca en un campo magnético, los 
movimientos de los electrones provocan que la sustancia sea repelida 
débilmente por el imán. 
Cuando un átomo o ion posee uno o más electrones no apareados, se dice que 
la sustancia es paramagnética. En un sólido paramagnético los electrones en 
átomos o iones adyacentes no influyen en los electrones no apareados en 
átomos o iones vecinos del sólido. Como resultado los momentos magnéticos en 
los átomos o iones individuales están orientados en forma aleatoria como 
muestra la figura (a) 
 
 
Sin embargo, cuando se colocan en un campo magnético, los momentos 
magnéticos se alinean casi paralelos entre sí, lo que produce una interacción de 
atracción neta con el imán. En consecuencia, una sustancia paramagnética es 
atraída hacia un campo magnético. 
 
Configuraciones electrónicas y propiedades moleculares 
 
La forma como se comporta una sustancia en un campo magnético proporciona 
información importante sobre la distribución (arreglo) de sus electrones. Las 
moléculas con uno o más electrones no apareados son atraídas hacia un campo 
magnético. Entre más electrones no apareados tenga una especie, mayor será 
la fuerza de atracción. Este tipo de comportamiento magnético se conoce como 
paramagnetismo. 
 
Las sustancias que tienen todos los electrones apareados son repelidas 
débilmente por un campo magnético. A esta propiedad se le conoce como 
diamagnetismo. El diamagnetismo es un efecto mucho más débil que el 
paramagnetismo. 
 
 B2 C2 N2 O2 F2 
Comportamiento 
magnético 
paramagnético diamagnético d p 
 
 
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Observaciones: 
• Las partículas sub-atómicas fundamentales son: protones, neutrones y 
electrones. A los protones y neutrones se les denomina también hadrones o 
nucleones fundamentales y a los electrones se les denomina también 
leptones. 
• La simbología es la siguiente: 
#p+=Número de protones 
N=Número de neutrones 
#e-=Número de electrones 
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Observaciones: 
• La especie Na2311
1+ es un catión monovalente. 
• La especie N147
3- es un anión trivalente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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II. NÚMEROS CUÁNTICOS: 
Son parámetros que determinan la ubicación y el movimiento del electrón en 
cada una de las regiones de la nube electrónica (niveles, subniveles y 
orbitales). 
 
1. Los 4 números cuánticos (N.C) son: 
 
• Número cuántico principal (n) 
 
 
 
Significa para el electrón el nivel de energía y para el orbital el tamaño o 
volumen. 
• Número cuántico secundario o azimutal (ℓ) 
 
 
 
Si ℓ=0: Subnivel “s” 
Si ℓ=1: Subnivel “p” 
Si ℓ=2: Subnivel “d” 
Si ℓ=3: Subnivel “f” 
Significa para el electrón el subnivel de energía y para el orbital define la 
forma del orbital. 
• Número cuántico magnético (ml) 
 
 
• Número cuántico spín (ms) 
 
 
Determina el giro del electrón. 
 
 
 
 
 
 
 
 
n=1, 2, 3, 4,…, ∞ 
ℓ=0, 1, 2, 3,..., (n-1); 
n>l 
ml= -ℓ,…..,0,……+ℓ 
ms = ±1/2 
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2. Principio de exclusión de Pauli 
 
“En un mismo orbital nunca pueden existir 2 electrones con los4 números 
cuánticos iguales, al menos deben diferenciarse en su número cuántico 
espín”. 
 
Orbital: Es la máxima probabilidad de encontrar un electrón, máximo 2 
electrones. Es llamado también REEMPE (Región Espacial Energética 
Probabilística Electrónica). 
 
 Según el número de electrones contenidos, un orbital puede ser: 
 
 
 
 
 
3. Regla de Hund (Principio de la máxima multiplicidad) 
 
“Los electrones se distribuyen en orbitales, colocando sus spines 
alternadamente para lograr que cada uno de los orbitales sean los más 
estables posibles conteniendo por lo menos un electrón cada uno”. 
 
Regla de Hund: cuando más de un orbital posee la misma energía (ejemplo 
orbitales del subnivel p) los electrones ocuparan orbitales separados y lo 
harán con espines paralelos ( ). La ocupación de diferentes orbitales, por 
ejemplo, un orbital px y un orbital py puede entenderse en términos de las 
interacciones repulsivas más débiles que se presentan entre electrones que 
ocupan diferentes regiones del espacio “electrones en orbitales diferentes” en 
comparación con los que ocupan una misma región del espacio “electrones 
en un mismo orbital” 
 
Se debe tener en cuenta el siguiente cuadro: 
Subnivel s p d f 
#electrones 2 6 10 14 
#orbitales 1 3 5 7 
 
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4. Representación de un subnivel de energía: 
 
 
n=Nivel de energía (en números). 
ℓ= Subnivel de energía (en letras). 
#e-=Número de electrones. 
 
III. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA: 
Es el ordenamiento de los electrones en la nube electrónica. 
 
 
 
1. Principio de Aufbau 
 
La configuración electrónica se construye de menor a mayor energía relativa 
(n+ℓ) de los subniveles de energía. 
 
1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d10 5p6 
6s24f145d106p6 7s2 5f146d107p6 
 
2. Notación Kernel: Permite abreviar la configuración electrónica, utilizando las 
configuraciones electrónicas estables de los gases nobles: 
 
[He] = 1s2 = 2e- 
[Ne] = 1s2 2s2 2p6 = 10e- 
[Ar] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = 18e- 
[Kr] = 1s2….4s2 3d10 4p6 = 36e- 
[Xe] = 1s2….5s2 4d10 5p6 = 54e- 
[Rn]=1s2….6s24f145d106p6= 86e- 
 
 
nℓ#e- 
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3. Anomalías de la Configuración electrónica: 
 
Cuando la configuración de un elemento termina en d4 o d9, existe un salto 
electrónico del subnivel “s” al “d” por criterio de estabilidad. 
 
 
4. Configuración electrónica de iones: 
 
Aniones: A la configuración electrónica del átomo neutro se le adiciona los 
electrones en el último nivel de energía. 
 
Cationes: A la configuración electrónica del átomo neutro se le quita los 
electrones en el último nivel de energía.