UNIVERSIDAD LIBRE FACULTAD DE INGENIERÌA

UNIVERSIDAD LIBRE
FACULTAD DE INGENIERÌA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS
GUIA DE CLASE No 3
NOMBRE DE LA ASIGNATURA
TÍTULO
DURACIÓN
Química General
ESTRUCTURA ATÓMICA
4 horas
Whitten K. Davis R. Peck. Stanley Química. Octava
edición. México.2008
BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA
Chang Raymond. Química. Novena edición.. Mc Graw
Hill. China.2007.
Sonia Torres Garzón
Luisa Navarrete
Martha Novoa
DOCENTES
COMPETENCIAS


Comprende los fundamentos de la estructura de la materia.
Identifica y aplica los conceptos de número atómico, número másico e isótopos.
CONCEPTUALIZACIÓN
Toda la materia está constituida por partículas muy pequeñas llamadas átomos, los cuales tienen
una estructura interna conformada por núcleo y periferia, en donde se encuentran ubicadas
partículas aún más pequeñas denominadas subatómicas.
El desarrollo de las diferentes teorías atómicas ha permitido establecer importantes leyes sobre la
naturaleza de la materia como: a) ley de las proporciones definidas, b) ley de las proporciones
múltiples y c) ley de la conservación de la masa.
En el siguiente diagrama se observa una aproximación a la constitución general de del átomo.
ÁTOMO
Núcleo
Protones
Periferia
Niveles de
energía
Neutrones
Masa atómica
Electrones
Número atómico
Configuración electrónica
Números
cuánticos
1



NÚCLEO: Constituido por protones y neutrones, contiene por tanto la carga positiva, y
prácticamente toda la masa del átomo.
NÚMERO Y MASA ATÓMICOS: Señalan la diferencia existente entre los átomos de los
elementos, dicha diferencia se relaciona con el número de partículas que los conforman.
- Número atómico: se representa por Z, indica el número de protones, al ser el átomo
eléctricamente neutro igualmente el número de electrones.
- Masa atómica: se representa por A, indica el número total de partículas existentes en
el núcleo es decir, suma de protones y neutrones.
ISÓTOPOS: átomos de un mismo elemento que con distinta masa, porque tienen distinto
número de neutrones en su núcleo.
Cuando un elemento presenta isotopos su peso atómico se determina como el promedio
en peso de las masas de cada uno de los isotopos.
Ejemplo 1: Calcule el número de protones y neutrones de a)
39
K19 y b)
56
Fe26
El subíndice representa el número atómico el cual corresponde a los protones y el superíndice
indica la masa atómica es decir, número de protones más neutrones, por tanto:
a) Potasio (K) tiene 19 protones y 20 neutrones.
b) Hierro (Fe) tiene 26 electrones y 30 neutrones.

PERIFERIA: se sitúan los electrones en niveles que pueden contener distintos subniveles
denominados orbitales atómicos, los cuales según su forma y orientación podrán alojar
distinto número de electrones.
Ejemplo 2: Teniendo en cuenta número atómico, masa atómica complete la siguiente tabla:
Elemento
Z
A
Aluminio
13
27
Mercurio
80
200
Azufre
16
Protones
Neutrones
Electrones
14
Al13
80
80
16
Representación
16
200
Hg
16
35
Ejemplo 3: En la naturaleza el cloro se encuentra 75.78% como Cl, el cual tiene una masa
37
atómica de 34.969 uma, y 24.22% como Cl, que tiene una masa atómica de 36.966 uma. Calcule
la masa atómica del cloro.
La masa atómica del cloro se obtiene multiplicando la abundancia de cada isótopo por su masa
atómica y sumando los productos:
Masa atómica Cl = (0.7578 x 34.969) + (0.2422 x 36.966)
= 35.45 uma.

NIVELES DE ENERGÍA: se identifican por números enteros (1, 2, 3, 4, 5 etc.) que indican
su ubicación respecto al núcleo, y cada nivel posee subniveles que se representan
mediante las letras s, p, d y f. Los primeros electrones ocupan el nivel de menor energía y
una vez se completa éste, empezará a llenarse el de energía inmediatamente mayor y así
sucesivamente. Existe un diagrama (Moeller) que ayuda a determinar el orden de llenado y
que se conoce como distribución electrónica:
2
La distribución de orbitales y número máximo de electrones posibles en los 4 primeros
niveles se resume en la Tabla 1:
Niveles de energía
Subniveles
Número de orbitales de cada tipo
1
s
1
2
sp
13
3
spd
135
4
spdf
1357
Denominación de los orbitales
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
Número máximo de electrones en los orbitales
2
2-6
2 - 6 - 10
2- 6- 10- 14
2
8
18
32
Número máximo de electrones por nivel
Tabla 1: Distribución de orbitales
REGLA DE HUND: los electrones deben ocupar todos los orbitales de un subnivel dado
en forma individual antes de que se inicie su apareamiento.
Ejemplo 4: Determine la configuración electrónica de los átomos neutros de a) Cl y b) Br
a) El número atómico del cloro Z=17 por tanto son 17 electrones a ubicar en los distintos niveles de
2
2
6
2
5
acuerdo con el diagrama de Moeller: 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
6
2
6
2
10
5
b) El número atómico del bromo Z=35 es decir, 35 electrones: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p

NÚMEROS CUÁNTICOS: describen los niveles de energía y la forma de los orbitales que
indica la distribución espacial del electrón.
- Principal (n): nivel de energía que ocupa el electrón, puede ser cualquier entero
positivo.
- Azimutal (ℓ): forma de la región del espacio (tipo específico de orbital) que ocupa el
electrón, puede tomar valores a partir de n-1.
- Magnético (mℓ): orientación espacial del orbital atómico, toma valores que van desde ℓ
a -ℓ incluyendo cero.
- Espín (ms): giro del electrón sobre su propio eje y la orientación del campo magnético
que éste produce, puede tomar valores ±1/2.
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI: en un mismo átomo no pueden existir dos
electrones que tengan el mismo conjunto de números cuánticos.
Ejemplo 5: De los siguientes grupos de números cuánticos (n, ℓ, mℓ, ms) señale no puede existir en
un mismo átomo
3
a) {4, 2, -1, +1/2}
b) {5, 0, -1, +1/2}
c) {4, 4, -1, +1/2}
d) {6, 0, 0, -1/2}
- n= En todos puede existir, ya que éste puede tomar valores de números enteros diferentes de
cero.
- ℓ= Pueden existir en todos menos el que corresponde al literal c, puesto que los valores que toma
ℓ van desde n-1.
EJERCICIOS
1. Complete la siguiente tabla, asumiendo que cada columna representa un átomo neutro.
Símbolo
Protones
Neutrones
Electrones
Núm. masa
52
Cr
33
42
77
20
20
86
222
193
2. En la naturaleza hay tres isótopos de magnesio. Calcule la masa atómica del magnesio a partir
de sus respectivas abundancias y masas.
Isótopo
% Abundancia
Masa
24
78.70
23.98504
25
10.13
24.98584
26
11.17
25.98259
Mg12
Mg12
Mg12
3. la masa atómica del cobre es de 63.45 uma. Las masas de los dos isotopos del cobre de
63
65
procedencia natural son Cu, 62.9298 uma y Cu, 64.9278 uma. Calcular el porcentaje de
abundancia de cada isotopo de cobre
4. El elemento Galio (Ga) existe en dos formas isotópicas con las siguientes abundancias: 60.16%
69
71
Ga y 39.84% Ga. Calcular la masa atómica del galio teniendo en cuenta que las respectivas
69
71
masas isotópicas son Ga 68.9257 y Ga 70.9249 uma.
270
280
5. Un elemento hipotético Q, existe en dos formas isotópicas, Q y Q. La masa atómica de Q es
276 uma. ¿Cuál es la abundancia de porcentaje de cada isótopo? (Suponga que la masa isotópica
exacta es la misma que el número de masa para cada isótopo).
6. Determine las configuraciones electrónicas para los átomos con los siguientes números
atómicos:
a) Z = 9
_______________________________________________
b) Z = 15
_______________________________________________
c) Z = 56
_______________________________________________
7. Determinar el número máximo de electrones de un átomo que pueden tener los siguientes
números cuánticos:
4
a) n = 2, ms = -1/2 ___________________
b) n = 5, l = 3 ______________________
c) n = 4, l = 3, ml = -3 __________________
d) n = 4, l = 1, ml = 1 __________________
8. Completar el cuadro para los siguientes átomos neutros
Tipo de átomo
Número
atómico
potasio
14
Masa atómica
Número de
protones
39
28
202
Número de
neutrones
30
Número de
electrones
25
2+
6-
80
9. Determinar número de electrones, protones y neutrones en el catión Ca y en el anión S
10. A qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenece el elemento con configuración
electrónica:
1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4s 2 4 p 2
R. Grupo 4 A, periodo 4.
11. Para el elemento con configuración electrónica
1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 10 4s 2 4 p 5 A=80
Indique: Grupo, periodo, número de niveles de energía, número de electrones, protones y
neutrones.
BIBLIOGRAFÍA
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BROWN. LEMAY. BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall.
Décimo primera edición. México 2009.
REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thompson. España 2006.
SHERMAN A. SHERMAN S. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Editorial
continental. México1999.
ATKINS, P., JONES, L. Chemical Principles. Second Edition. W. H. Freeman and
company. New York 2001.
http://personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/configuracion.htm
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/
atomo/celectron.htm
http://es.geocities.com/josemanuelpuertas/atomo.htm
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