EGP_QUIMICA_UNIDAD2 2_27 A

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Camino a Un Gran Paso – Química 27 -AGOSTO 2020 
UNIDAD II: Estructura atómica y clasificación periódica de los elementos químicos. 
1. ISÓTOPOS 
Hemos explicado que los átomos tienen partículas subatómicas. Muchas de estas partículas 
varían en un mismo átomo, excepto el número de protones que siempre es constante. Si el 
número de protones cambia, el átomo cambia completamente. El número de protones y el 
número de neutrones de un átomo nos da su número de masa. Esto nos lleva a hablar de los 
isótopos: átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. Por 
ejemplo, existen tres isótopos de hidrógeno. uno de ellos, que se conoce como hidrógeno, tiene 
un protón y no tiene neutrones. El isótopo llamado deuterio contiene un protón y un neutrón, y el 
tritio tiene un protón y dos neutrones. 
 
 
2. MODELO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA. NÚMEROS CUÁNTICOS. 
Un problema importante con el modelo de Bohr era que trataba electrones como partículas que 
existían en órbitas definidas con precisión. Con base al trabajo de De Broglie cuya idea era que 
las partículas podían mostrar comportamiento como de onda, el físico austriaco Erwin 
Schrödinger propuso como teoría que el comportamiento de los electrones dentro de los átomos 
se podía explicar al tratarlos matemáticamente como ondas de materia. Este modelo se conoce 
como el modelo mecánico cuántico o de las ondas mecánicas; el cual se basa en las propiedades 
ondulatorias de la materia y puede describir mucho mejor el comportamiento de las partículas 
muy pequeñas. 
El modelo de la mecánica cuántica está basado fundamentalmente en los siguientes aspectos: se 
piensa en los electrones como ondas de materia probabilística utilizando la longitud de onda de 
De Broglie, la ecuación de Schrödinger y el principio de incertidumbre de Heisenberg. 
De Broglie estableció que una partícula con una masa m y una velocidad v tiene una longitud de 
onda asociada, cuyo valor está dado por: 
 
 
 
 
El Principio de Incertidumbre de Heisenberg es una afirmación basada en todas las 
observaciones experimentales, el cual afirma que: “es imposible determinar exactamente el 
momento y la posición de un electrón o cualquier otra partícula muy pequeña de forma 
simultánea”. Como no es posible determinar simultáneamente la posición y la velocidad de un 
electrón se habla de una aproximación estadística en donde exista la probabilidad de encontrar 
un electrón en una región o espacio específico. Se necesita conocer la energía de un electrón para 
predecir la reactividad química de un átomo, debido a ello los químicos generalmente aceptan 
que solo podemos aproximar la posición del electrón. 
Algunos puntos importantes de la mecánica cuántica son: 
 Los átomos y las moléculas solo pueden existir en ciertos estados de energía y en cada 
estado tienen una energía definida. Al pasar de un estado a otro de energía, estos emiten o 
absorben la energía suficiente para pasar al nuevo estado. 
 Los átomos al emitir o absorber una radiación en forma de luz 
(figura. Fuente: Chang, 2013), cambian sus energías; esta 
variación de energía de los átomos está relacionada con la 
frecuencia o longitud de onda de la luz emitida o absorbida; la 
que podemos representar de la siguiente forma: 
 
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La energía ganada o perdida por un átomo al pasar de un estado de energía inferior a otro 
superior o viceversa, es igual a la energía del fotón emitido o absorbido en un proceso 
denominado salto cuántico. 
 Estos estados permitidos de energía se describen por medio de los números cuánticos 
La ecuación de ondas de Erwin Schr dinger quien propuso el modelo mecánico cuántico, 
describe un posible estado de energía para los electrones en el átomo, la cual se puede resolver 
para obtener una serie de funciones de onda, cada una de las cuales está asociada con una energía 
de enlace electrónica. El cuadrado de la función de onda representa la probabilidad de 
encontrar un electrón en una región dada dentro del átomo. 
La resolución de esta ecuación implicaría unos cálculos más avanzados que no trataremos en esta 
ocasión, pero es muy importante saber que la Ecuación de Schr dinger dio inicio a un nuevo 
modelo que conocemos como modelo mecánico cuántico u ondulatorio. 
3. LOS NÚMEROS CUÁNTICOS. 
Los números cuánticos describen la distribución de los electrones en los átomos. Estos son 4: 
número cuántico principal, número cuántico secundario o del momento angular, número cuántico 
magnético y el número cuántico spin. 
 
 
 
 
 
 
 
n 
•Número cuántico principal: se lo representa con la 
letra “n”, este identifica los niveles o capas de energía 
que ocupa el electrón. 
•El número cuántico principal “n” puede tomar 
cualquier valor entero positivo n=1,2,3,4,5,6,7....Cada 
uno de estos números pueden ser representados con 
las letras K,L,M,N,O,P,Q respectivamente... Así 
para la capa K, n=1; capa L, n=2; capa M, n=3; capa N, 
n=4; capa O, n= 5...etc. 
l 
•Número cuántico secundario o del momento angular(o azimutal): 
se lo representa con la letra , describe la forma de los orbitales 
que ocupa el electrón; puede tomar valores de 0 a n – 1. 
•Cada valor de se representa con las letras s, p, d y f; así para s, =0 
; para p, =1 ; para d, =2 ; para f, =3. 
• Cada nivel de energía se corresponde con un subnivel de energía. 
•Por ejemplo para n=1 le corresponde un subnivel de energía s; 
para n=2 le corresponde dos subniveles de energía s y p. 
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4. Orbitales atómicos. Niveles y subniveles. Energías asociadas. 
Como ya mencionamos más arriba, los orbitales atómicos son regiones del espacio en el que se 
ubican los electrones la mayor parte del tiempo; estos tienes diversas formas y algunas un poco 
complicadas. Podemos decir que cada electrón ocupa un lugar definido por un conjunto de 
números cuánticos n, l, ml, ms. Los orbitales determinan la forma y posición más específica que 
ocupan los electrones en una región del espacio, razón por la cual también se puede conocer 
con mayor exactitud la configuración electrónica de un átomo. 
Los niveles de energía de cada orbital atómico en un átomo se asignan con el número cuántico 
principal n; es decir n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, etc. Estos niveles van desde el nivel de energía más baja, 
que es para n=1 hasta n=7 que es el nivel de energía más alto (en la tabla periódica). Los 
distintos niveles o capas electrónicas son representados con las letras K, L, M, N, O, P, Q 
respectivamente. La capacidad máxima de electrones para cada nivel n viene dada por 2n
2
. Para 
cada capa o nivel le corresponde una subcapa o subnivel, designados con las letras s, p, d, f, cada 
una de ellas con una forma diferente. La subcapa “s” presenta una forma esférica, la subcapa “p” 
una forma de ocho, pudiendo presentar 3 orbitales, es decir pudiéndose orientar hasta 3 ejes 
posibles (x, y, z) y las subcapas d y f ya presentan formas más complejas, con cinco y siete 
orbitales respectivamente. 
 
 
m 
•Número cuántico magnético: se lo representa con la letra 
“m” y describe la orientación espacial de los orbitales 
atómicos. Puede tomar valores de - , 0,+ . 
• El valor de m depende del valor de en que se encuentra el 
electrón, por ejemplo, si = 1, m valdrá -1,0 y +1; si =2, m 
valdrá -2,-1, 0,+1 y +2. 
•Las regiones del espacio que ocupa un electrón son llamadas 
orbitales atómicos, existiendo 3 ejes posibles que 
denominamos ; asi para nombrar a los 3 orbitales del 
subnivel p los designamos como 
•pxpy pz. 
s 
• Número cuántico espín: se lo designa con la letra 
s y determina la orientación del campo magnético 
del espín del electrón. Solo puede tener dos 
valores posibles, que son -1/2 y + 1/2. Cada 
orbital atómico puede tener un máximo de hasta 
dos electrones o espines, y con sentidos opuestos. 
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Fuente:https://es.khanacademy.org/science/biology/chemistry--of-life/electron-shells-and-orbitals/a/the-periodic-table-electron-shells-and-orbitals-article 
 
La densidad electrónica es una medida de la probabilidad de hallar un electrón en una cierta 
región del átomo. Las regiones de alta densidad electrónica son las regiones con mayor 
probabilidad de encontrar un electrón, esta densidad disminuye al aumentar la distancia al 
núcleo. 
Los orbitales son funciones de onda, es decir, soluciones matemáticas de la ecuación de ondas de 
Schrödinger. La función de ondas para un orbital caracteriza dos aspectos del electrón para ese 
orbital: 
 La región del espacio con mayor probabilidad de encontrar el electrón. 
 La energía o estabilidad del electrón. 
El cuadrado de la función de ondas es una magnitud relacionada con las probabilidades. Las 
distribuciones de densidad de probabilidad basadas en el cuadrado de la función de ondas son 
tridimensionales y son estas regiones tridimensionales las que están relacionadas con la forma de 
un orbital. 
Fuente: Petrucci, Ralph 2011 
Con la mecánica cuántica no podemos saber en qué parte del átomo se localiza un electrón pero 
si podemos saber la región en la que puede encontrarse en un momento dado. 
En la siguiente tabla podemos observar la relación entre los números cuánticos y los orbitales 
atómicos: 
 
 Fuente: CHANG 2017 
ENERGIAS ASOCIADAS A LOS ORBITALES ATÓMICOS 
Al conocer las formas y tamaños de los orbitales atómicos se puede relacionar las energías 
relativas de estos y de cómo influyen en la distribución electrónica. Por ejemplo, la energía del 
electrón de un átomo de hidrógeno se conoce tan solo conociendo su número cuántico principal. 
En la siguiente figura podemos observar cómo aumentan las energías de los orbitales del 
hidrógeno: 
 
Fuente: CHANG 2017 
https://es.khanacademy.org/science/biology/chemistry--of-life/electron-shells-and-orbitals/a/the-periodic-table-electron-shells-and-orbitals-article
https://es.khanacademy.org/science/biology/chemistry--of-life/electron-shells-and-orbitals/a/the-periodic-table-electron-shells-and-orbitals-article
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 El electrón del átomo de hidrógeno tendrá la misma energía en los orbitales 2s y 2p. La 
condición más estable del átomo de hidrógeno corresponde al orbital 1s en su estado 
fundamental; estará en un estado excitado en los orbitales 2s o en orbitales superiores. En átomos 
polielectrónicos, la energía de un electrón depende del número cuántico secundario y del número 
cuántico principal que lo identifica. 
Llenado de orbitales. Configuración electrónica de elementos e iones 
En la siguiente figura podremos observar el orden de llenado de los orbitales atómicos en los 
átomos polielectrónicos, el cual está basado en estudios experimentales y cuya construcción se 
encuentra basada en el principio de Aufbau “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”. 
 
Fuente: CHANG 2017 
La distribución de los electrones en un átomo se basa además en los siguientes principios: 
 Los orbitales van siendo llenados por orden creciente de energía según el siguiente orden: 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p… 
 Principio de exclusión de Pauli: “dos electrones de un átomo no pueden tener los 
mismos cuatro números cuánticos”. Esto significa que deben diferenciarse en al menos 
uno de ellos. 
 Regla de Hund: “cuando hay orbitales con la misma energía, los electrones ocupan 
inicialmente estos orbitales individualmente”. Esto significa que los electrones primero 
irán llenando los orbitales vacíos de energía equivalente. 
Veamos un ejemplo de la configuración electrónica del átomo de Carbono con Z= 6: 
Notación spdf condensada: 1s
2
 2s
2 
2p
2
 
Notación expandida: 1s
2
 2s
2
 2px
1
 2py
1 
Diagrama de orbitales: 
 
Las configuraciones más estables energéticamente son de aquellas que se encuentren en su 
estado fundamental. Los electrones son representados por una flecha con espines opuestos 
(apareados); si el espín tiene sentido hacia arriba será – ½ y si el espín tiene sentido hacia abajo 
será + ½ (esto es convencional). El estado de energía más bajo de un átomo se representan con 
los espines paralelos. 
 
Estrategias de resolución de ejercicios de los números cuánticos de un electrón en determinado 
orbital: 
1- Escribe los cuatro números cuánticos para un electrón situado en un orbital 3p. 
n l (0 a n-1) m (-l,0,+l) s (-1/2,+1/2) 
3 1 -1 -1/2 
3 1 -1 +1/2 
3 1 0 -1/2 
3 1 0 +1/2 
3 1 +1 +1/2 
3 1 +1 -1/2 
 
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Estrategia ¿Qué implican “3” y “p” en 3p? ¿Cuántos orbitales hay en un subnivel 3p? ¿Cuáles 
son los posibles valores del número cuántico de espín del electrón? 
Solución: sabemos que el número cuántico principal n= 3 y el número cuántico secundario en 
p=1. Para l= 1, existen tres valores de m dados por -1, 0, +1. El número cuántico de espín del 
electrón s solo puede tener dos valores posibles -1/2 o +1/2; así que podemos afirmar que 
existen seis formas posibles para designar al electrón en este ejercicio utilizando los cuatro 
números cuánticos n, l, m y ms. 
Podemos observar que solo los valores de ml y ms varían y que los valores de n y l permanecen 
constantes. 
Para comprender mejor el comportamiento electrónico de los átomos polielectrónicos, debemos 
determinar la configuración electrónica del átomo, osea la manera en que están distribuidos los 
electrones en los distintos orbitales atómicos. Para la determinación de la configuración 
electrónica de un átomo es necesario que indiquemos su número atómico Z, ya que este 
equivale al número de electrones presentes. 
Reglas generales para asignación de electrones en los orbitales atómicos para un valor dado 
de n: 
 Cada capa o nivel de número cuántico principal n contiene n subniveles. Por ejemplo, si 
n = 3, hay tres subniveles de números cuánticos secundarios 0, 1 y 2. 
 Cada subnivel de número cuántico secundario contiene -l y +l orbitales. Por ejemplo, si 
l=2 hay cinco orbitales d. 
 Cada orbital admite un máximo de dos electrones. 
 El número máximo de electrones que puede tener un átomo en el nivel principal n viene 
dado por la fórmula 2n
2
. 
Estrategias de resolución de ejercicios de distribución electrónica en un átomo dado. 
1- Escribe las configuraciones electrónicas del cloro (Cl) en su estado fundamental. 
Estrategia ¿Cuántos electrones hay en el átomo de Cl (Z = 17)? Comenzamos con la 
distribución siguiendo el orden de llenado de orbitales, teniendo en cuenta que el cloro tiene 17 
electrones: 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
5 
Esta distribución corresponde a la distribución por subniveles de energía. Si realizamos la 
distribución por niveles de energía, esta queda de la siguiente forma: 
n1= 2 e
–
 
n2= 8 e
–
 
n3= 7 e
–
 
Según estos datos podemos establecer el grupo y periodo al cual pertenece el elemento en 
cuestión (mayoritariamente para elementos representativos); así el n° de niveles representa al 
periodo en que se encuentra y el n° de electrones indica el grupo que ocupa este elemento dentro 
de la tabla periódica. Por ejemplo: 
n3 → periodo 3 
7 e
–
→ grupo 7 
También podemos distribuir los electrones del cloro en los orbitales teniendo en cuenta los 
principios de Aufbau y de exclusión de Pauli: 
 
O bien podemos utilizar el kernel de gas noble (el gas noble que precede en el periodo al 
cloro para los electrones internos). Ne tiene la distribución 1s
2
 2s
2
 2p
6
 
El kernel de gas noble en este caso es 3s2 3p5, ya que necesitamos 7 electrones más para 
completar la distribución del cloro, cuya distribución es 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
5 
Bibliografía 
WHITTEN, K. W.; DAVIS, R. E.; PECK, M. L. Química General, 5ª.Edic, Mc Graw Hill, 
España, 1998. 
R. Chang, K. Golsby,“Química”, 12ª. Edición, Ed. McGraw-Hill, México,2017. 
R. H. Petrucci, Jeffry D. Madura, Carey Bissonnette, F. Geoffrey Herring. “Química General”, 
Pearson Educación, S. A, 10ª ed., Madrid, 2011. 
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Docente elaboradora del material: Prof. Ing. Laura Mendoza de Caballero 
 
Docente revisor: Prof. Lic. Angel Dario Cabrera Pereira 
Coordinadores: Prof. Lic. Clara Cristina Zarate Riveros 
 Prof. Lic. Angel Dario Cabrera Pereira