1. QUÍMICA GENERAL
Bioquímica y Farmacia
Industrias Agropecuarias
Biología
Msc. José Miguel Andrade
jmandrade@utpl.edu.ec

2. LECCIÓN 4.
Complete el siguiente cuadro a partir de la información.
Diga cual de los elementos representan isótopos e isóbaros.
Eleme Z
ntos
A
P
225
R
87
#n
72
200
#p
Q
84
220
S
T
#e-
0
68
0
105

3. 5. Estructura atómica: iones y átomos
5.1. Descubrimiento de la estructura atómica.
5.2. Los electrones en los átomos.
5.3. Modelo mecánico cuántico del átomo.
5.4. Niveles energéticos de los electrones.
5.5. Electrones de valencia y símbolos de Lewis.
5.6. Subniveles de energía y orbitales.
5.7. Subniveles energéticos y tabla periódica.
5.8. Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales.

4. 5.1 Descubrimiento de la estructura atómica

5. MODELOS ATÓMICOS
Dalton
(1803)
Thomson (1897)
Rutherford (1911)
Bohr (1913)
Modelo actual

6. Dalton (1803)
• Introduce la idea
de
la
discontinuidad de
la
materia,
es
decir, la primera
teoría
científica
que considera que
la materia está
dividida en átomos.

7. Thomson (1897)
•
Demostró
la
existencia
de
partículas
cargadas
negativamente,
los
electrones.

8.  Thomson
considera al átomo como una gran esfera con
carga eléctrica positiva (intuyó la existencia de carga
positiva en el átomo), en la cual se distribuyen los
electrones como pequeños granitos (de forma similar a
las pepitas de una sandía).

9. Rutherford (1911)
• La experiencia de
Rutherford, invalida
en gran parte el
modelo anterior y
supone
una
revolución
en
el
conocimiento de la
materia.

10.  Rutherford
introduce el modelo planetario, que es el
más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo
se divide en:

11. - Un núcleo central, que contiene los protones y
neutrones (y por tanto allí se concentra toda la
carga positiva y casi toda la masa del átomo) .
- Una corteza, formada por los electrones, que
giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de
forma similar a como los planetas giran alrededor
del Sol.

12. Bohr (1913)
Bohr propuso un nuevo
modelo atómico, a partir
de los descubrimientos
sobre la naturaleza de la
luz y la energía.

13. Postulados
• Los electrones giran en
torno al núcleo en niveles
energéticos bien definidos.
• Cada nivel puede contener
un número máximo de
electrones.
• Es un modelo precursor del
actual.

14. Modelo Actual
CORTEZA
ÁTOMO
electrones.
protones.
NÚCLEO
neutrones.
•
Los electrones se distribuyen en una determinada zona
llamada ORBITAL. Y se distribuyen en diferentes niveles
energéticos en las diferentes capas.

15. 5.2 Los electrones en los átomos
 Bohr: Los electrones de los átomos están en
niveles de energía específicos.
 Los electrones no pueden tener cualquier
cantidad de energía, deben tener ciertos valores
específicos.
 La energía total de un electrón cambia al pasar
de un nivel de energía a otro dentro de un
átomo.

16.  La absorción de un fotón o
cuanto de energía eleva al
electrón a un nivel más alto de
energía
estado excitado.
 Existen 4 métodos para llevar
electrones de átomos a niveles
altos de energía:
1. Calor
2. Luz
3. Bombardeo con electrones

17.  Modelo atómico de Bohr: Los electrones se
mueven en orbitas en torno al núcleo.
 Los átomos que tienen todos sus electrones en
sus estados de energía más bajos
estado
basal.
 Ionizacion: ocurre si un átomo recibe la energía
suficiente y se le puede arrancar uno o más
electrones. Se forman iones con cargas 1+. 2+ o
3+ cuando un átomo pierde 1,2,o 3 electrones.
 Energía de ionización: es la energía necesaria
para extraer un electrón de un átomo gaseoso
en su estado basal

18. Átomos de Bohr y electrones de
valencia.
Cada
nivel de energía solo podía tener cierto número de
electrones.
El
número máximo de electrones en un nivel de energía
2n2 dónde n= al nivel de energía que se esta llenando.
–
Nivel 2n2
–
1 2(1)2 2
–
2 2(2)2 8
–
3 2(3)2 18
–
4 2(4)2 32
Número máximo de
electrones

19. Ejemplos
de H, He y Li.
Los
electrones del nivel de energía mas externo
se conoce como electrones de valencia.
◦ N, O, F, Na
Diagrama
◦ 5.4
◦ 5.45
◦ 5.47
◦ 5.49
de Bohr. (ejercicios)

20. 5.3 Modelo mecánico cuántico del átomo
MECANICA CUÁNTICA
MODERNA

21. De Broglie: Sugiere que los electrones se
comportan de dos formas, tanto como partículas
y como ondas.
Schrödinger:
Formuló
una
ecuación
probabilística que incluía las propiedades de
onda, la naturaleza de partículas y las
restricciones cuánticas de los electrones.
El mismo permite obtener valores que
corresponden a regiones de alta probabilidad
de encontrar a los electrones en torno a un
núcleo.

22.  Principio
de incertidumbre de Heisenberg.
◦ Heisenberg llegó a una conclusión de que es imposible establecer con
precisión tanto la posición como la energía de un e-.
◦ Si electrón se comporta como partícula, debería ser posible establecer
de forma precisa su ubicación; pero si es una onda como lo propuso De
Broglie, entonces no podemos conocer su ubicación precisa.
◦ Por tanto y de acuerdo con el principio de incertidumbre es
imposible establecer la trayectoria de un electrón.
◦ En la actualidad con la compleja teoría de la mecánica cuántica es
posible calcular la probabilidad de encontrar un electrón en lugares
específicos dentro de un átomo o molécula.

23. 5.4 Niveles energéticos de los electrones
•
•
Según la teoría moderna de la mecánica cuántica,
a cada nivel de energía principal (n), se le asigna
un número entero positivo 1, 2, 3…..
En la TP los elementos del 2do periodo, tienen el
1ro nivel de energía lleno y de uno a 8 electrones
externos en el segundo nivel de energía.
Número máximo de electrones permitidos por nivel de energía
principal.
Nivel de
energía
principal (n)
Número máximo de electrones permitidos por nivel
de energía = 2n2
1
2 x (1)2 = 2
2
2 x (2) 2 = 8
6
2 x (6)2 = 72*
NOTA: Ningún átomo de ningún elemento conocido tiene el número de
electrones suficiente para llenar totalmente estos niveles de energía.

24. Diagramas de Bohr.
Un diagrama de Bohr es una manera simplificada para
representar un átomo basado en el modelo de
Rutherford-Bohr. Representa el núcleo de un átomo y sus
niveles de energía principal con sus respectivos electrones.
Ejercicio 5.6; pág. 137

25. 5.5 Electrones de valencia y símbolos de Lewis
Los electrones de valencia son los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía del átomo.
Los electrones de valencia son los responsables de la interacción entre átomos de distintas especies o entre los átomos de una misma especie. Tiene una importancia
especial porque participan en las reacciones químicas.

26. Símbolos de Lewis:
Son una representación gráfica para comprender donde están los
electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como
puntos alrededor del símbolo del elemento:
Xv
v
Ejercicio 5.7, pág. 139

27. Regla del octeto:
Los átomos se unen compartiendo
electrones
hasta
conseguir
completar la última capa con 8 e- (4
pares de e-) es decir conseguir la
configuración de gas noble: s2p6
Tipos de pares de electrones:
1- Pares de e- compartidos entre dos átomos
(representado con una línea entre los at.
unidos)
· enlaces sencillos
· enlaces dobles
· enlaces triples
2Pares de e- no compartidos (ó par
solitario).

28. Estructuras de Lewis
Enlace
iónico
CaO
Enlace
O2
CO2
H2O
CH4
covalente.

29. Valencia
Capacidad
de combinación de los
átomos entre sí por medio de sus
electrones de su último nivel.
Los
átomos pueden ceder o captar
electrones con la finalidad de completar
8 e- (octeto) en su último nivel.
Valencia
positiva y valencia negativa

30. Valencia Positiva
•
Es el número positivo que refleja la máxima
capacidad de combinación de un átomo
•
Este número coincide con el Grupo de la Tabla
Periódica al cual pertenece.

31. Por ejemplo:
Cloro (Cl) es del Grupo VII A por lo que su valencia
positiva máxima es 7.
Sodio (Na) es del Grupo I A por lo que su valencia
positiva máxima es 1.

32. Un átomo funciona con valencia positiva cuando
pierde los electrones de su última órbita o nivel.
Si
un átomo tiene 1 e- en su último nivel, lo cede y
su valencia es (+ 1)
Si
un átomo tiene 3 e- en su último nivel, lo cede y
su valencia es (+ 3)

33. Valencia Negativa
•
Un átomo funciona con valencia
negativa cuando gana electrones.
•
Si un átomo tiene 4e- en su último
nivel, gana 4 e- y su valencia es (- 4).

34. 5.6 Subniveles de energía y orbitales
•
Cada nivel de energía principal de un átomo tiene uno o
más subniveles.
Nivel de energía
principal (n)
# de subniveles
Tipo orbitales
1
1
1s
2
2
2s, 2p
3
3
3s, 3p, 3d
4
4
4s, 4p, 4d, 4f
•
El nivel de energía n, tiene n subniveles.
•
Cada subnivel tiene uno o más orbitales, cada uno de los
cuales es una región de forma tridimensional específica.
34

35. Cada
orbital de los subniveles puede
contener dos e-, un par como máximo,
pero los electrones de este par deben
tener espines opuestos. Esto se conoce
como el Principio de exclusión de
Pauli.

36. Principio de Exclusión de
Pauli
Un orbital puede contener un máximo de dos
electrones, los cuales deben tener espines
puestos.
NÚMERO CUÁNTICO ESPÍN (s)
El cuarto número cuántico se denota con la letra s y se le
denomina número cuántico de espín o de giro del electrón. Este
número tiene dos valores por cada valor del número cuántico m,
los valores son -1/2 o +1/2 y denotan los posibles giros del
electrón alrededor de su propio eje.

37. Niveles, subniveles y orbitales
electrónicos
Nivel de

energía
principal,
n
# de
subnivele
s
Tipo de
orbital
# de
orbitales
# máximo
de e por
subnivel
# máximo
total de e
1
1
1s
1
2
2
2
2
2s
1
2
2p
3
6
3s
1
2
3p
3
6
3d
5
10
4s
1
2
4p
3
6
4d
5
10
4f
7
14
Se habla de niveles y subniveles
3
4
3
4
8
18
32

39. Los electrones en los orbitales.
 Subnivel
s.
◦ La probabilidad electrónica se representa mediante
un orbital s con simetría esférica.
◦ Tiene una sola posición en el espacio por ello tiene
un orbital y en ella entran 2 e-.

40.  Subnivel
p.
◦ Cada subnivel p consiste en 3 orbitales p de igual
energía pero diferente orientación en el espacio.
◦ Tiene forma de mancuerna, con dos lóbulos o
regiones
◦ Tiene 3 posiciones en el espacio, por tanto tienen 3
orbitales y entran 6 e-.

41.  Subnivel
d.
◦ Las formas son mas complejas que las de s y p. 4 de
los 5 orbitales d tienen 4 lóbulos cada uno.
◦ Tienen 5 posiciones en el espacio, es decir 5 orbitales
diferentes, y en total pueden llevar 10 e-.

42.  Subnivel
f.
◦ Las formas son aún mas complejas que las de los
orbitales d; la mayor parte de ellos tienen 8 lóbulos.
◦ Tiene 7 posiciones en el espacio, por tanto tiene 7
orbitales y lleva un total de 14 e-.
• La cantidad de orbitales esta dada por la cantidad
de posiciones en el espacio que tenga el subnivel.
• Por cada orbital de los subniveles entran 2
electrones.

43. 5.7 Subniveles energéticos y la
tabla periódica

45. La ley periódica y la tabla periódica
Configuraciones electrónicas: Base de la
organización en la tabla periódica
.

46. 5.8 Configuración electrónica y
diagramas de orbitales
 Configuración
electrónica:
◦ Muestra de forma concisa el número de electrones
que hay en cada subnivel de un átomo.
 Diagrama
◦
de orbitales:
Sirve para representar la distribución de los
electrones dentro de los orbitales.

47. Orden de llenado de los subniveles
Principio de llenado Aufbau.- Los orbitales se llenan en orden
creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital.
s = 2ep = 6ed = 10ef = 17e-
Ejercicio 5.9, pág. 144

48. Configuración electrónica y diagramas de
orbitales.
Azufre, (S) Z = 16: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

49. Generalmente
se emplean círculos para
representar orbitales.
Un círculo representa un orbital s.
• Para que dos e- ocupen un mismo orbital deben tener espines opuestos.
Una sola flecha dentro del círculo representa un solo electrón.
Dos flechas que apuntan en sentido apuesto representan un par de electrones con
espines opuestos.

50. Los
electrones no se aparean en un orbital hasta que todos
los orbitales de ese subnivel tienen cada uno un electrón.
Regla de Hund.
Los
electrones no apareados tienen espines iguales.
Ejemplo: N. tiene
tres electrones en el subnivel 2p que
permanecen sin aparearse como predice la regla de Hund.

52. Configuración electrónica abreviada
 Reducir
el especio de elementos con muchos electrones.
◦ 1. Localizar el elemento especificado en la TP y escribe el
símbolo del gas noble inmediato anterior entre corchetes
para luego escribir la configuración electrónica de los
electrones externos restantes.
Plata (47): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9
Ejercicio 5.10, pág. 148

53. Escriba
la configuración electrónica para
el átomo de Sr:
◦ En notación spdf
◦ Diagramas orbitales
◦ Y en la notación abreviada gas noble.