conceptos generales estructura atómica, definiciones, unidades masa atómica, número atómico, número másico, masa atómica, iones e isótopos, mol, constante de Avogadro, masa molar, configuración electrónica

1. ESTRUCTURA ATÓMICA
ÁTOMO
Corteza
Núcleo
Protones: partículas con carga positiva
Neutrones: partículas sincarga eléctrica
Electrones: partículas con carga negativa
Tener en cuenta:
•El átomo es divisible, está formado por partículas más pequeñas que él
• La masa del protón y del neutrón son casi iguales (y mucho mayor que la masa del electrón)
•La mayor parte de la masa de un átomo se encuentra en su núcleo
•Si un átomo es neutro, deberá tener el mismo número de protones que de electrones
• Representamos con símbolos los diferentes tipos de átomos (por letras), todos los elementos (átomos)
conocidos estan en la Tabla Periódica
•Molécula: - Formadas por la unión de varios átomos →si estos son iguales se forman elementos
→y si son distintos formarán compuestos
- Todas las moléculas de una misma sustancia pura son iguales entre si
- Se representan por fórmulas ( que nos indican el número de átomos de cada elemento
que las componen:
ej. H2
O → en cada molécula de hagua hay 2 átomos de H y un átomo de O

2. PROTONES ≡ Z NÚMERO ATÓMICO
•El nº de protones que tiene un elemento se llama número atómico, Z.
•En los átomos neutros → nº de protones = nº de e-
•Z es característico de cada elemento ( por su nº atómico podemos saber de que elemento se trata)
•En la tabla periódica los elementos están ordenados según Z(→)
NÚMERO MÁSICO A
• A = Z + Neutrones
•Es siempre un nº natural (entero positivo)
NEUTRONES N
•Nos viene dadeo por el número másico A
MASA ATÓMICA
ELECTRONES
• Giran alrededor del núcleo en órbitas (circulares, elípticas...)
•Un átomo puede tener hasta 7 órbitas
•No en todas las órbitas caben el mismo número de electrones
•nº de electrones en la capa n = 2 n2
como máximo, salvo la última capa que no puede contener más
que 8 electrones
(ej. capa 1 → nº electrones = 2 . 12
= 2 como máximo ; capa 2→ nº e-
= 8 como máximo....)
•A como se colocan los e-
en las capas de un átomo se le llama configuración electrónica del átomo
•La capa más externa de un átomo se llama capa de valencia ( a los e-
situados en dicha capa se lla-
man electrones de valencia)
A
Z X ← elemento
número másico →
número atómico →
e- /+ ← electrones de valencia
•La masa atómica de la Tabla Periódica es una media ponderada de las masas de cada uno de los
isótopos de dicho elemento:
media ponderada =
∑ datos . pesos(porcentajes)
∑ pesos
• Se establece por comparación con la masa de un átomo patrón que tomamos como unidad.(isótopo
de C-12)
• Son masas relativas
• Es la masa de un protón ( o de un neutrón ya que son muy parecidas)
• 1u = 1,66 . 10-27
kg
•masa atómica de un elemento = masa del átomo en uma
UNIDAD DE MASA ATÓMICA u.m.a.

3. ISOTOPO
•No todos los átomos de un mismo elemento son iguales
•Tienen el mismo número atómico Z
•Pero diferente número másico A (A = nº protones + nº neutrones)
•Varia el número de neutrones
•Las propiedades químicas de un elemento están determinadas por los protones y los electrones ( en
condiciones normales los neutrones no participan en los cambios químicos), por tanto en los isótopos
no cambia el comportamiento químico, y los isótopos de un átomo formarán compuestos y reacciona-
rán de forma similar
IONES
• Átomos con carga
•Hay variación en su número de electrones
•El número atómico no varia (Z)
cero
negativa
positiva
Átomo neutro
Iones negativos o aniones
Iones positivos o cationes
nº protones = nº electrones
nº protones < nº electrones
nº protones > nº electrones
carga total
el átomo neutro
ha perdido electrones
el átomo neutro
ha ganado electrones
MOL
Es la cantidad de sustancia que contiene la misma cantidad de partículas que átomos hay en 12 g de
carbono -12 ( el número de átomos que hay en 12 g de carbono-12 es 6,02 x 10 23
)
CONSTANTE DE AVOGADRO
Un mol de entidades ( pueden ser átomos, moléculas o iones) equivale a decir que hay
6,02 x 10 23
de estas entidades
1 mol = 6,02 x 10 23
entidades elementales → 1mol de átomos = 6,02 x 10 23
átomos
1 mol de moléculas = 6,02 x 10 23
moléculas
1 mol de iones = 6,02 x 10 23
iones
MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS
M = donde M puede ser una masa atómica o molecular
Un mol también puede considerarse como la cantidad de átomos o moléculas cuya masa coincide con
la masa atómica o molecular pero expresada en gramos.
m (g de sustancia)
n ( moles de sustancia)

4. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Un orbital atómico, se puede decir que es una zona del espacio donde hay una gran probabilidad, de
encontrar al electrón
la ecuación de Schrödinger viene dado por la asignación de unas restricciones conocidas como núme-
ros cuánticos
n: número cuántico principal
l: número cuántico del momento angular
m: número cuántico magnético.
•puede tomar valore de números enteros, 1, 2, 3…
•representan el tamaño del orbital ( su cercanía al núcleo)
•los niveles de energía, identificados con el número cuántico
principal (n) , poseen subniveles, (cálculo: n-1)
• el número máximo de electrones que puede contener una
capa es de 2n2
siendo “n” el número de la capa
• la forma del orbital,
• toma valores de números enteros que van desde 0 hasta (n-1)
• los números que representan los subniveles (0, 1, 2, y 3)
seran reemplazados por las letras s, p, d y f, para representar
los distintos tipos de orbitales
Sharp: líneas bien marcadas, pero de poco intensidad.
Principal: líneas intensas
Difuse: líneas difusas
Fundamental: líneas frecuentes en muchos y distintos
espectros.
• Cada vez que aumenta el valor del número cuántico
secundario aumenta la excentricidad de la órbita
nivel subnivel orbital nº e-
1 l=o → s 1s 2
2 l=0 → s
l=1 →p
2s
2p
2
6
3 l=0 → s
l=1 →p
l=2 → d
3s
3p
3d
2
6
10
4 l=0 → s
l=1 →p
l=2 → d
l = 3 → f
4s
4p
4d
4f
2
6
10
14
...
s: tienen forma esférica
el valor nº cuantico secundario que identifica alos
orb s es l=0
su nº cuantico magnético ,m,solo puede adoptar el
valor m= 0
hay solo un tipo de orbital s por cada unidad de
energia
encada orbital solo se pueden encontrar 2e-
e
→encada orb s caben hasta 2 electrones
p :bilobular
l=1 ml
= -1,0,1 tienen la misma forma y energia
solo se diferencian en su orientación
como cada tipo de orb puere albergar hasta 2 e
tendran 6 electrones
d: tetralobular
l= 2 ml
= -2,-1,0,1,2
hay 5 tipos de orb d que podran albergar hasta 10e-
f : multilobular
l= 3 ml=-3,-2,-1,0,1,2,3 hay 7 tipos de orb f que pue-
den albergar hasta un total de 14 electrones