teoria atomica de quimica inorganica

1. QUÍMICA INORGÁNICA
TEORÍA ATÓMICA
Modelos Atómicos:
Las primeras ideas acerca de la estructura de la materia fueron dadas a conocer hace aproximadamente unos
500 años a.C. por filósofos de la antigua Grecia quienes ansiosos por saber, viajaron por los centros de Cultura del
Cercano Oriente y obtuvieron mucha información al respecto. Luego, al final, por discusión y deducción procedieron a
armar un conjunto de teorías sobre la materia.
Cada uno de estos filósofos indicaba de acuerdo a sus deducciones cuál era la sustancia básica del Universo:
 Tales de Mileto agua.
 Anaxímenes aire.
 Heráclito Fuego.
 Empédocles de agua, aire, fuego y tierra.
Cuando estos elementos se unían lo hacían por fuerzas de amor y se separaban por fuerzas de odio.
 Demócrito y Leucipo: El concepto atómico de la materia aparece cuando el filosofo griego Leucipo (Leucipo
significa “el maestro”) afirmaba que todo cuerpo está formado por pequeñas partículas indivisibles e
impenetrables a quienes llamó átomos. De esta manera se inicia la teoría atomista que fundamenta la división
limitada de la materia. Esta teoría fue propagada por Demócrito que fue discípulo de Leucipo (Demócrito
significa “el alumno”)
De modo similar, en la India, el filósofo Kanada (“devorador de átomos”) sostenía que la divisibilidad infinita
de la materia era un absurdo.
 Aristóteles: No acepta la existencia del átomo y se inclinó a favor de la teoría de Empédocles. Señalaba que la
base material era un agua primitiva y que luego se ledaba una forma original de 4 elementos que se distinguían por
sus características de caliente, frío, seco y húmedo.
En aquellos tiempos las ideas de Aristóteles tuvieron prioridad sobre otras ideas y por ese motivo se mantuvo
en silencio la existencia del átomo hasta mediados del siglo XVII. En este siglo muchos estudiosos (científicos)
corroboraron las ideas de Demócrito y rechazaron las ideas de Aristóteles, es decir aceptaron la existencia del
átomo; entre estos científicos tenemos a Boyle, Gassendi, Newton, etc.
Posteriormente; en la Edad Media principalmente, los alquimistas, antiguos personajes precursores de los
químicos modernos, buscaron la “piedra filosofal”, la cual convertiría cualquier objeto que tocara en oro.
Buscaban además la “panacea” que les proporcionaría la juventud y vida eterna.
Entre los modelos atómicos de mayor importancia tenemos al de:
1. JOHN DALTON (1808):
Nos da a conocer un modelo atómico basándose en 4 postulados, de los cuales sólo uno de ellos actualmente
es válido:
a) La mínima parte de la división de la materia es el átomo y se caracteriza por ser indestructible,
indivisible e impenetrable (actualmente falso).
b) Un elemento está formado por átomos similares, especialmente de igual masa, tamaño yotra
cualidad, pero difieren de los átomos de otros elementos (actualmente falso).
c) Por más violenta que sea una reacción química el átomo permanece indestructible, indivisible e
impenetrable (actualmente falso).
d) Una combinación química es un reordenamiento de átomos en proporciones numéricas simples
(actualmente válido).
2. JOSEPH JOHN THOMSON (1897):
Hacia finales del siglo XIX, se descubrió que los átomos no son indivisibles, pues se componen de varios
tipos de partículas elementales. La primera en ser descubierta fue el electrón en el año 1897 por el investigador Sir
Joseph Thomson, quien recibió el Premio Nóbel de Física en 1906.
“El átomo es una esfera compacta dentro de la cual se encuentran incrustados los electrones, la carga
positiva (átomo neutro) se distribuye homogéneamente a través de toda la esfera”. A este modelo se le
conoce como “Budín de pasas”
+
+ +
+

2. QUÍMICA INORGÁNICA
3. PERRÍN – NAGOAKA (1903)
Perrín realizó una pequeña modificación al modelo de Thomson, al sostener que los electrones no se hallan
distribuidos en todo el átomo, sino en las partes externas; pero no dio mayores explicaciones como para descartar
dicho modelo; luego cuando se descubre el núcleo atómico, queda desechado definitivamente el modelo atómico de
Thomson.
4. ERNEST RUTHERFORD (1911):
El núcleo del átomo se descubre gracias a los trabajos realizados en la Universidad de Manchester, bajo la
dirección de Ernest Rutherford entre los años 1909 a 1911. El experimento utilizado consistía en dirigir un haz de
partículas de cierta energía contra una plancha metálica delgada, de las probabilidades que tal barrera desviara la
trayectoria de las partículas, se dedujo la distribución de la carga eléctrica al interior de los átomos.
El experimento se denomino “Pan de oro”; Rutherford bombardeó con partículas alfa a una lámina de oro y
pudo observar que la gran mayoría de estas partículas atravesaba la lámina, mientras que el resto se desviaba de su
trayectoria normal. Rutherford deduce que el átomo posee un núcleo y por ese motivo nos señala un nuevo modelo
atómico.
Fuente de
partículas alfa
El modelo atómico de Rutherford Lámina presenta de oro
las siguientes características:
 Considera al átomo como un “sistema planetario en miniatura”.
 El átomo posee un núcleo diminuto y positivo, donde se concentra casi la totalidad de su masa (99,98%).
 Los electrones giran alrededor del núcleo en orbitas circulares y concéntricas.
 El diámentro del átomo es 10-10 m.
 El diámetro del núcleo es 10-14 m.
5. NIELS BOHR (1913):
Pantalla
fluorescente
Conservó la representación del modelo de Rutherford y explicó las deficiencias que este tenía en base a los
siguientes postulados:
 Primer Postulado: Los electrones giran alrededor del núcleo en niveles circulares de energía. La fuerza de
atracción electrostática es contrarrestada por la fuerza centrífuga de su movimiento circular.
 Segundo Postulado: Un electrón no puede estar en cualquier lu gar, sólo en lugares con valores específicos de
energía.
 Tercer Postulado: El electrón gira en órbitas de energía estacionaria (constante), esta no se emite ni se absorbe.
 Cuarto Postulado: El electrón sólo emite energía cuando se acerca al núcleo y absorbe energía cuando se aleja de
él.
El modelo atómico propuesto por Bohr, sólo es válido para el átomo de hidrógeno o aquellos átomos que
tienen un solo electrón.
6. BOHR – SOMMERFIELD (1913):
Arnol Sommerfield completó el modelo atómico de Bohr formulando la existencia de los subniveles de
energía. Sostuvo también que los electrones además de seguir órbitas circulares seguían también órbitas elípticas.

3. QUÍMICA INORGÁNICA
7. MODELO ATÓMICO ACTUAL:
El átomo actual es representado como un sistema energético en equilibrio constituido por una parte central
donde prácticamente se concentra toda su masa, llamada núcleo; y una región de espacio exterior llamada nube
electrónica donde existe la máxima probabilidad de encontrar electrones.
PARTES DEL ÁTOMO:
1. Núcleo: que es la parte central, muy pequeño y de carga positiva, contiene aproximadamente 200 tipos de partículas
denominadas nucleones, de los cuales, los protones y neutrones son los más importantes (nucleones fundamentales).
El núcleo atómico concentra casi la totalidad de la masa atómica (99,99% de dicha masa). Los nucleones se
mantienen se mantienen unidos mediante la fuerza nuclear o fuerza fuerte, que es la fuerza natural más grande que se
conoce y tiene corto alcance, sólo para dimensiones nucleares.
2. Envoltura o zona extranuclear: que es un espacio muy grande (constituye el 99,99% del volumen atómico), donde
se encuentran los electrones (negatrones), ocupando ciertos estados de energía (orbitales, subniveles y niveles). Los
electrones se encuentran a distancias no definidas respecto al núcleo y se desplazan en torno a ella en trayectorias
también indefinidas, porque según la mecánica ondulatoria o mecánica cuantica, solo podemos determinar la región
espacial energética donde existe la mayor probabilidad de encontrar un electrón, llamado orbital o nube electrónica.
ÁTOMO
Contiene:
Se debe tener en cuenta que en todo átomo de cualquier elemento químico se cumple:
Número de protones (+) = Número de electrones (-)
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS FUNDAMENTALES:
Son aquellas que en general están presentes en cualquier átomo. El átomo y por lo tanto toda la materia está
formada principalmente por tres partículas fundamentales: electrones, protones y neutrones. Las características de estas
partículas se muestran en la siguiente tabla:
Partículas Símbolo
Masa Carga
Descubridor
En gramos En u.m.a Absoluta Relativa
Electrón e- 9,1095x10-28 0,00055 -1,6022x10-19 C -1 Thomson
Protón p+ 1,672x10-24 1,0073 +1,6022x10-19C +1 Rutherford
Neutrón nº 1,675x10-24 1,0087 0 0 Chadwick
La carga absoluta se mide en Coulomb (C), que viene a ser la unidad de carga eléctrica en el Sistema
Internacional.
- electrones.
NÚCLEO
Contiene:
- protones
- neutrones
ZONA
EXTRANUCLEAR

4. QUÍMICA INORGÁNICA
La carga relativa se obtiene dividiendo la carga absoluta de cada partícula entre 1,6022 x 10-19C (valor
numérico de la carga fundamental o del electrón).
Se observa que la masa del protón y del neutrón son aproximadamente iguales. La masa del átomo y sus
partículas normalmente se miden en unidad de masa atómica (u.m.a), que es una unidad muy pequeña y apropiada para
medir la masa de partículas submicroscópicas:
1u (u.m.a) = 1,66 x 10-24 gramos
Estabilidad de partículas subatómicas, fuera del sistema atómico:
PARTÍCULA TIEMPO DE
VIDA
Electrón Infinito
Protón Infinito
Neutrón 1 000 s (16,66 min.)
 Número Atómico (Z):
Señala la ubicación del elemento químico en la tabla periódica y la cantidad de protones que tiene el átomo en
su núcleo (también se le dice “número casillero”).
Z = número de p+
 Número de Masa (A):
Llamada también número másico, equivale al número de nucleones (suma de protones y neutrones)
A = p+ + # n
A = # Z + # n
# n = A – Z
IONES:
Un átomo o un conjunto de átomos se transforman en ión positivo o ión negativo cuando pierden o ganan
uno o más electrones respectivamente.
Ejemplo:
a) Ión positivo o catión: (#p+ mayor al #e-): se
origina cuando pierde electrones.
b) Ión negativo o anión: (#e- mayor al #p+):
se origina cuando gana electrones.
Notación de un Ión:
ZEq
Siendo q: carga eléctrica relativa del ión
q = # p+ - # e- y # e- = Z – q
TIPOS DE ELEMENTOS:
1. Isótopo: (iso = igual; topo = lugar). También llamados hílidos son átomos de un mismo elemento químico, por lo
tanto poseen igual número de protones, diferente número de neutrones y diferente número de masa.
Los isótopos poseen propiedades químicas iguales y propiedades físicas diferentes.
El nombre de isótopo se debe a que ocupan el mismo lugar en la tabla periódica porque pertenecen al mismo
elemento.

5. QUÍMICA INORGÁNICA
Los primeros isótopos, los de neón (Ne), fueron descubiertos por Aston y los isótopos del plomo por Sod dy. Este
último científico fue quien propuso el nombre de isótopo y se le considera como el descubridor de los isótopos.
Ejemplos:
a) Isótopos del oxígeno
Isótopo Nombre A Z N (A-Z)
8O16 Oxígeno – 16 16 8 8
8O17 Oxígeno – 17 17 8 9
8O18 Oxígeno – 18 18 8 10
b) Isótopos del hidrógeno
Isótopo Nombre
Particular
Abundancia Z N Tipo de agua
Que forma
1H1 (H) Propio 99, 985 % 1 0 H2O (agua común)
1H2 (D) Deuterio 0, 018 % 1 1 D2O (agua pesada)
1H3 (T) Tritio 0,002 % 1 2 T2O (agua super pesada)
Como puede observarse, el isótopo más común o abundante es el propio, por ello el agua pura o destilada
contiene principalmente este isótopo.
El propio es el átomo más pequeño y simple que sólo posee 1 protón y 1 electrón, no tiene neutrones.
El tritio es un isótopo radiactivo (inestable), que parece en forma natural en las emociones volcánicas en
cantidades muy pequeñas por lo tanto su abundancia en la naturaleza es prácticamente nula. Asimismo, el agua
superpesada no puede ser aislada por su escasa presencia en el planeta.
2. Isóbaros: (iso = igual; baro = masa) So átomos que pertenecen a elementos diferentes, poseen igual número de
masa, diferente número atómico y diferente número de neutrones. Son átomos con propiedades físicas y químicas
diferentes.
Ejemplos:
ISÓBAROS ISÓBAROS
20Ca40 18Ar40
3. Isótonos: Son átomos pertenecientes a elementos diferentes. Poseen diferente número de
protones e igual número de neutrones; por lo tanto diferentes números de masa. También son
átomos con propiedades físicas y químicas diferentes.
ISÓTONOS ISÓTONOS
12 neutrones 12 neutrones 45 neutrones 45 neutrones
ESTRUCTURA DE LA NUBE ELECTRÓNICA
Es la zona extranuclear uqe rodea al núcleo atómico y está formada por niveles, subniveles y orbitales
(REEMPE) de energía y contiene a los electrones.
33As78 34Se79
REEMPE: región espacial energética de manifestación más
probable del electrón
90Th234 91Pa234
12Mg24 11Na23

6. QUÍMICA INORGÁNICA
Nociones Básicas:
1. CAPA, ORBITA O NIVEL ENERGÉTICO: Es el espacio en donde predomina el total de electrones,
por lo tanto representa la energía total y se le grafica con circunferencias. Espectroscópicamente se les
designa con las letras: K, L, M, N, O, P, Q.
2. SUBCAPA, SUBORBITA O SUBNIVEL ENERGÉTICO: Es la región definida por algunos electrones
que se mueven en órbitas. Espectroscópicamente se les representa con las letras s (sharp = nítido), p
(principal), d (difusa), f (fundamental), etc.
3. ORBITAL: Son regiones energéticas de probabilidad que determina un electrón al girar alrededor del núcleo,
dichas regiones están definidas y son discontinuas (energía). Como máximo un orbital puede tener 2
electrones.
Representación de un Orbital:
Tipos de Orbitales:
vació semillero lleno
(desapareado) (apareados)
4. KERNEL: Es el núcleo y el espacio energético sin considerar al último nivel o capa de un átomo.
5. REGLA DE RYDBERG-STONER: Sirve para determinar el número máximo de electrones que puede
contener una capa o nivel energético, siendo su formula:
2n2
Ejemplos:
M1 = 2 (1)2 = 2e- capa “K”
M2 = 2 (2)2 = 8e- capa “L”
M3 = 2 (3)2 = 18e- capa “M”
M4 = 2 (4)2 = 32e- capa “N”
M5 = 2 (5)2 = 50e- capa “O”
M6 = 2 (6)2 = 72e- capa “P”
M7 = 2 (7)2 = 98e- capa “Q”
6. REGLA DEL OCTETO: Fue propuesto por el químico norteamericano Gilbert Lewis, al pronunciarse que
las configuraciones electrónicas estables se producen cuando los átomos alcanzan 8 electrones en su última
capa, configuración que normalmente lo tienen los gases nobles (a excepción del Helio).
NÚMEROS CUÁNTICOS
Son 4 números de probabilidad para dar o manifestar la energía, orientación y movimiento de los electrones
en la nube electrónica, y son los siguientes:
1. NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL O TOTAL (n): Manifiesta el tamaño de la nube electrónica o sea que
caracteriza toda la energía de un nivel y sus valores son:

7. QUÍMICA INORGÁNICA
n
Donde:
K L M N O P Q
1 2 3 4 5 6 7
n = número de la capa o nivel
También para un nivel:
Número máximo de electrones = 2n2
Número de orbitales = n2
2. NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO, AZIMUTAL U ORBITARIO (L): Manifiesta la forma de la
nube electrónica (determina los subniveles). Sus valores depende de “n” y son:
s p d f
l = 0 1 2 3
Luego:
s sharp: forma esférica.
p principal: forma dilobular.
d difuso: forma tetralobular.
f fundamental: formas complejas
También para un subnivel:
Número máximo de electrones = 2(2l + 1)
Número de orbitales = 2l + 1
3. NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (ml): Manifiesta la orientación espacial de los orbitales y el orbital
en donde se encuentra el electrón. Los valores son:
Desde incluido hasta
ml = -l ………… , 0 , ………….…+l
s tiene 1 orbital
0
p tiene 3 orbitales
-1 0 +1
d tiene 5 orbitales
-2 -1 0 +1 +2
f tiene 7 orbitales
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
4. NÚMERO CUÁNTICO DE ROTACIÓN O SPIN (ms): Representa el sentido de giro
que toma el electrón sobre su propio eje. Los valores que toma son:

8. QUÍMICA INORGÁNICA
+1/2 -1/2
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULING:
Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los 4 números cuánticos iguales.
Ejemplo:
2He : 1s2 1 s
PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD (HUND)
Los electrones al llenar los subniveles de energía lo hacen tratando de ocupar el mayor número posible de
orbitales
ENERGÍA RELATIVA (E.R.):
Es la energía de un subnivel, se obtiene sumando el primer y segundo número cuántico.
Propiedades:
1. A menor energía relativa, mayor estabilidad de los orbitales.
2. Si dos o más orbitales presentan igual suma de “n + l” entonces su energía aumenta en el orden creciente de
“n”.
3. Los orbitales de un mismo subnivel son degenerados porque tienen la misma energía relativa.
4. Una especie es paramagnética si presenta orbitales semilleros, si no los tiene es diamagnética.
Ejemplo:
a) 2s2 = 2 + 0 = 2
b) 3p4 = 3 + 1 = 4
HORARIO ANTIHORARIO
nivel subnivel
n l ml ms
1er. e- 1 0 0 +
2do. e- 1 0 0 -
E.R. = n + l

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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Consiste en la distribución de los electrones para cierto átomo de acuerdo al principio de “AUFBAU”
(construcción), el cual establece que los electrones deben ordenarse de menor a mayor energía. Se dice que dos átomos
son isoelectrónicos si tienen la misma configuración electrónica.
Niveles 1 2 3 4 5 6 7
Capas K L M N O P Q
S
U
B
N
I
V
E
L
E
S
s2
s2
p6
s2
p6
d10
s2
p6
d10
f14
s2
p6
d10
f14
s2
p6
d10
s2
p6
Número
máximo de
electrones
por nivel
2 8 18 32 32 18 8
Niveles completos Niveles inconpletos
Capacidad
máxima
2 8 18 32 50 72 98
Ejercicios:
La distribución electrónica de un elemento no debe terminar en d4
ni en d9, si esto ocurriese un electrón del último subnivel “s”
pasará al subnivel “d”.
Realiza la distribución electrónica de los siguientes elementos:
1. Z = 4
2. Z = 12
3. Z = 15
4. Z = 23
5. Z = 27
6. Z = 31
7. Z = 35
8. Z = 39
9. Z = 43
10. Z = 53