Quimica

QUIMICA APLICADA
UNIVERSIDAD DEL ACONCAGUA
Douglas Fernández A.

UNIDAD 1
Estructura Atómica
• ¿Qué es la química?
Ciencia que estudia la materia (propiedades, estructura y
composición).

• Composición de un átomo
Tiene un núcleo y una corteza
Núcleo: Protones y Neutrones
Corteza: Electrones
Número atómico: Cantidad de protones (Z=Zahl)
Número másico: Suma de protones y electronesEstructura Atómica
• ¿Qué son los Isotopos?
Átomos de un mismo elemento que se diferencian sólo en la
cantidad de neutrones.
Por lo tanto todos tienen igual número atómico, pero distinto
número másico.
Ejemplo:
H1, H2, H3

Modelos Atómicos
(Historia)
Demócrito: (400 AC), acuño el término ÁTOMO

Modelos Atómicos
(Historia)

Modelo Cuántico
• Números cuánticos
En físicaatómica, los números cuánticos son valores
numéricos discretos que nos indican las características de los
electrones en los átomos, esto está basado en la teoría
atómica de Niels Bohr que es el modelo atómico más
aceptado y utilizado en los últimos tiempos por su
simplicidad.
Existen 4 números cuánticos:
– Número cuántico principal (n) : Nos da idea del nivel de energía y el
volumen real delorbital y además nos indica la distancia que hay entre
el núcleo y los electrones.
n = 1, 2, 3, …, 7

Modelo Cuántico
– Número cuántico secundario o azimutal (l) : Determina la forma que
puede tomar el orbital.
l = 0, 1, 2, 3, …, n-1
l = 0, 1, 2, 3, …, 6
l = 0: Subórbita "s" (forma circular)
→s proviene de sharp (nítido)
l = 1: Subórbita "p" (forma semicircular achatada)
→p proviene deprincipal
l = 2: Subórbita "d" (forma lobular, con anillo nodal)
→d proviene de difuse (difuso)
l = 3: Subórbita "f" (lobulares con nodos radiales)
→f proviene de fundamental

Modelo Cuántico
• Representación gráfica de los orbitales:
Orbital s
Orbitales p
Orbitales d

Modelo Cuántico
Orbitales f

Modelo Cuántico
– Número cuántico magnético (m) : Indica la orientación espacialdel
subnivel de energía.
m = - l, 0, l
– Número cuántico de spin (ms) : indica el sentido de giro del campo
magnético que produce el electrón al girar sobre su eje.
ms = + ½ y – ½

Configuración electrónica
Se entiende por configuración electrónica la distribución más
estable, y por tanto, más probable de los electrones en torno
al núcleo.
Para distribuir los electrones en losdistintos niveles de
energía tenemos en cuenta los siguientes principios y reglas:
• Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el
átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero
los de menor energía.
"Los orbitales menos energéticos son los de menor valor de
n+l. Si los orbitales tienen el mismo valor de n+l, tandrá
menos energía los de menor valor de n".Configuración electrónica
Lo anterior da origen al diagrama de Mouller:
De acuerdo con esta regla el orden es el
siguiente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p,
5s
5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s
El número de electrones que caben
en cada subnivel se puede
determinar facilmente mediante la
fórmula 2(2l+1)

Configuración electrónica
• Principio de exclusión de Pauli. No pueden existir dentro de
un átomodos electrones con sus 4 números cuánticos iguales.
La consecuencia de esto es que en un orbital sólo puede
haber 2 electrones con spines diferentes.
• Principio de Hund o de máxima multiplicidad. Un segundo
electrón no entra en un orbital que esté ocupado por otro
mientras que haya otro orbital desocupado de la misma
energía (o sea, igual los valores de n y l)

Configuración electrónicaResumiendo lo anterior
Subnivel

Nº de orbitales

Electrones por
orbital

Número de
electrones

s

1

2

2

2

6

2

10

2

14

(l=0)
p

3
(l=-1,0,+1)

d

5
(l=-2+1,0,1,2)

f

7
(l=-3,-2,-1,0,1,2,3)

Configuración electrónica
Ejemplos y ejercicios:
ELEMENTO

Número
Atómico

1s

2s

2p

3s

3p

H

1

1

He

2

2

Li...