El documento describe la estructura atómica desde diferentes modelos históricos hasta la teoría moderna. Explica que un átomo está formado por un núcleo central positivo rodeado de electrones, y describe los números cuánticos que definen la configuración electrónica. También define conceptos como isótopos, iones y masa atómica.

1. Estructura Atómica
Luis Alberto Chávez Rojas

2. Estructura de los materiales
Está asociada al arreglo de los componentes del material en escala:
 Macroscópica (macroestructura)
 Microscópica (microestructura)
 Atómica (átomos o moléculas)
 Subatómica

3.  Macro estructura: Es la estructura del material a nivel
macroscópico, donde la escala de longitud es
aproximadamente mayor a 1000nm . Entre las propiedades
que constituyen la macro estructura están la porosidad, los
recubrimientos superficiales y las micro fisuras internas o
externas. Ej. Macroestructura de Adobe:

4. Micro estructura.
 Es la estructura del material a una escala de longitud de
aproximadamente 10 a 1000 nm.
 La resistencia mecánica de muchos metales y dependen mucho
del tamaño grano
 En el caso normal, la micro estructura comprende propiedades
como el tamaño promedio del grano, la distribución de ese
tamaño, la orientación de los granos y otras propiedades
relacionadas con los defectos en los materiales
 GRANO: es una porción del material dentro de la cual el arreglo
de los átomos es casi idéntico).

5. Atómico:
Un examen detenido del arreglo atómico permite distinguir entre
materiales que son amorfos (que carecen de un orden de largo
alcance de los átomos o iones) o cristalinos (los que tienen arreglos
geométricos periódicos de átomos o iones).

6. Sub- atómico:

7. ESTRUCTURA ATOMICA
Año Científico Modelo atómico
1808 John Dalton La imagen del átomo expuesta por
Dalton en su Teoría Atómica, para
explicar estas leyes,
Minúsculas partículas esféricas,
indivisibles e inmutables, iguales
entre sí en cada elemento químico.

8. Año Científico Modelo atómico
1897 Thompson Demostró que dentro de los átomos hay
unas partículas diminutas, con carga
eléctrica negativa, a las que se llamó
electrones.
De este descubrimiento dedujo que el átomo
debía de ser una esfera de materia cargada
positivamente, en cuyo interior estaban
incrustados los electrones.

9. Año Científico Modelo atómico
1911 Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos,
como se creía, sino que están vacíos en su
mayor parte y en su centro hay un diminuto
núcleo
Dedujo que el átomo debía estar formado por
una corteza con los electrones girando
alrededor de un núcleo central cargado
positivamente.

11. Año Científico Modelo atómico
1911 Bohr Bohr establece que los electrones solo pueden girar
en ciertas órbitas de radios determinados.
Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón
no emite energía: la energía cinética del electrón
equilibra exactamente la atracción electrostática
entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los
electrones giran alrededor del núcleo en unos
niveles bien definidos.

12. Estructura Atómica
De acuerdo a la teoría química moderna, el átomo está
formado por:
Núcleo
Es la parte central del átomo con
carga eléctrica positiva. Tiene
un tamaño diminuto respecto
al volumen del átomo. Aloja
en su interior a los nucleones:
los protones (+) y neutrones
(sin carga).

13. Estructura Atómica
Nube electrónica
Es la región que rodea al núcleo, en
donde se hallan los electrones
ubicados específicamente en las
regiones de máxima probabilidad
REEMPE
La nube electrónica está formada por:
Niveles de energía: K, L, M, N, O, P, Q o capas 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
Los niveles se dividen en subniveles: s, p, d, f (0, 1, 2, 3)
En cada nivel existen orbitales, cada orbital puede tener hasta
dos electrones.

15. n : número cuántico principal
l : número cuántico del momento angular orbital
m : número cuántico magnético
s : número cuántico del spin electrónico
Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores
permitidos:
para n : números enteros 1, 2, 3,…
para l : números enteros desde 0 hasta (n-1)
para m : todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0
para s : sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2

16. n : Número cuántico principal
Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es
decir su cercanía al núcleo.
Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor
0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel
energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con
spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia
esférica, recibe el nombre de 1s

17. l : Número cuántico del momento
orbital angular
Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:
Si l = 0 el orbital es del tipo s
Si l = 1 los orbitales son del tipo p
Si l = 2 los orbitales son del tipo d
Si l = 3 los orbitales son del tipo f
Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas
espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales: sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad; principal : líneas intensas; difuse :
líneas difusas; fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros

18. m : Número cuántico de la orientación
espacial del orbital.

20. s: Número cuántico del momento angular (de
giro del electrón).
“ sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones que
necesariamente tendrán valores diferentes de su número
cuántico de spin (s) ”.
Para s los valores pueden ser:
+ 1/2
- 1/2

21. Partículas subatómicas

22. Estructura Atómica
Part ícula Localización Carga el éctrica
relativa
S ímbolo Masa Real (g)
Electrón Nube
electrónica
- 1 e- 9,110 x 10-26
Protón Núcleo + 1 p 1,673 x 10-24
Neutrón Núcleo 0 n 1,673 x 10-24
El átomo es eléctricamente neutro por tener igual carga
positiva y negativa. Los átomos son extremadamente
pequeños. Un átomo de hidrógeno (el átomo más pequeño
que se conoce) tiene aproximadamente 5 x 10-8 mm de
diámetro.

23. Estructura Atómica
La mayoría del espacio ocupado por un átomo está en
realidad vacío porque el electrón gira a una distancia
muy alejada del núcleo.
Todos los átomos se identifican por el número de
protones que tiene en su estructura.

24. Estructura Atómica
Número Atómico. (Z)
Se representa con una zeta (Z). Es el número de protones
existentes en el núcleo. La identidad química de un elemento
queda definida por el número atómico.
Z = Nº de protones
En un átomo eléctricamente neutro, el número de protones
es igual al número de electrones.
Z = Nº de protones = Nº de electrones

25. Estructura Atómica
Iones
Son átomos que contienen cargas eléctricas, pueden ser
positivos o negativos. Cuando el número de electrones
cambia en un átomo, la carga eléctrica también cambia.
Si un átomo adquiere electrones, recoge un
desproporcionado número de partículas cargadas
negativamente y, de esta manera, se convierte en negativo
y se llama anión.
Si un átomo pierde electrones, el balance entre las cargas
positivas y negativas cambia en la dirección opuesta y el
átomo se convierte en positivo, es decir un catión.

26. Estructura Atómica
Carga del Átomo (Carga Relativa)
La magnitud (+1, +2, -1, -2, etc.) de la carga eléctrica corresponderá al
número de electrones adquiridos o perdidos.
La carga de un átomo se determina de acuerdo al número de protones y
electrones que este posee.
Si es neutro: Nº p = Nº e-
Si es ion: Nº p = Nº e-
Carga de átomo = Nº p – Nº e-

27. Estructura Atómica
Número de Masa (A)
Se representa con una (A). Está formado por la suma de los
protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo
Para determinar el número de neutrones, se resta del
número de masa el número atómico.
A = Nº de neutrones + Z
Nº de neutrones = A – Z

28. Estructura Atómica
Representación de un Elemento Químico
A= Número de masa
Z= Número atómico
A
Z E arg
C a
n

29. Estructura Atómica
Isótopos
Son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico (Z) y
diferente número de masa por lo tanto tendrán propiedades semejantes.
Su número de masa varía, porque tienen distinto número de neutrones en el
núcleo.
Por ejemplo: Existen tres tipos de átomos de hidrógeno, los tres con un solo
protón en el núcleo. La forma predominante no tiene neutrones.
Isótopo Z Nº
neutrones Nº másico Símbolo
Hidrógeno 1 0 1
Deuterio 1 1 2
Tritio 1 2 3
H1
1
H 2
1
H 3
1
En la naturaleza la mayoría de los elementos se encuentran como
mezclas isotópicas. Artificialmente se pueden producir isótopos que
no existen en la naturaleza.

30. Estructura Atómica
Usos de los radio isótopos
Radioisótopos S ímbolo Usos
Carbono 14 14C Fechado radiactivo de fósiles y seres vivos.
Uranio 238 238U Determinación de la edad de las rocas.
Tecnecio 99 99Tc Formación de imágenes de cerebro, tiroides, hígado,
riñón, pulmón y sistema cardiovascular
Yodo 131 131I Diagnóstico de enfermedades de la tiroides
Talio 201 201Tl Formación de imágenes del corazón.
Fósforo 32 32P Detección de cáncer en la piel.
Rastreo genético de DNA.
Sodio 24Na Detección de obstrucciones el sistema circulatorio
Cromo 51 51Cr Determinación del volumen de glóbulos rojos y
volumen total en sangre.
Hierro 59 59Fe Detección de anemia
Selenio 75 75Se Formación de la imagen del páncreas
Cobalto 60 60Co Irradiación de frutas y verduras frescas

31. Ejercicios
1.Completa las siguientes tabla
Átomo o ión
del elemento
12 C
2-
6Electrones 8 28 54 7 12 10
Protones 6 31 56 7 15 9
Neutrones
Especie anión

32. Ejercicios
2.Completa las siguientes tabla
Símbolo
54 2
26 Fe
Protones 34 78 86
Neutrones 34 42 136
Electrones 36 30 78
Carga neta +3 0
Especie

33. Masa Atómica
 Las masas reales de los átomos son muy pequeñas y no se pueden
medir, es necesario recurrir a masas relativas
 Se ha definido una escala relativa de masas atómicas.
 Esta escala se basa en la unidad de masa atómica (uma)
 UMA: 1/12 de la masa de átomo de carbono, llamado carbono -
12.
 El isótopo tiene 6 protones y 6 neutrones y tiene una masa real de
1,9927 x 10-23 g. Por lo tanto, 1 uma es igual a 1,6606 x 10-24 g.

34. Masa Atómica

35. Ejemplo
Elemento Masa atómica
H 1,008 uma
Mg 24,31 uma
Na 22,99 uma

36. Masa molecular
 Es la suma de la masa atómica de los átomos que conforman el
compuesto. Se expresa en uma.
Ej.: Hallar la masa molecular de H2SO4
Masa Molecular = 2 (masa atómica de H) + 1 (masa atómica de S) + 4(masa
atómica de O)
Masa Molecular = 2(1) + 1(32) +4(16)
Masa Molecular H2SO4 = 98 uma

37. Ejemplo:
Compues
to
Masa
molecular
H2O 18,015 uma
HNO3 63,012 uma
HBr 80,917 uma

38. Masa Molar- Elemento
Es la masa atómica o la masa molecular, según sea el caso,
expresada en gramos.
Elemento Masa
atómica
Masa Molar Cantidad
de átomos
H 1,008 uma 1,008 g 6,022 x 10 23
Mg 24,31 uma 24,31 g 6,022 x 10 23
Na 22,99 uma 22,99 g 6,022 x 10 23

39. Masa Molar - Compuesto
Compues
to
Masa
molecular
Masa
molar
Cantidad de
moléculas
H2O 18,015 uma 18,015 g 6,023 x 1023
HNO3 63,012 uma 63,012 g 6,023 x 1023
HBr 80,917 uma 80,917 g 6,023 x 1023

40. Mol y Número de Avogadro
 Docena
 Resma
 Mol 6,022 x 10 23 objetos

41. Entonces se tiene que:
 1 mol de átomos = 6,023 x 1023 átomos
 1 mol de moléculas = 6,023 x 1023 moléculas
 1 mol de iones = 6,023 x 1023 iones
 1 mol de electrones = 6,023 x 1023 electrones

42. Ejemplo:
 ¿Cuántos átomos hay en 1 mol de Carbono?
 ¿Cuántas moléculas hay en 5 moles de H2O?
 ¿Cuántos moles hay en 1,85x1025 moléculas de H2SO4?

43. ISOTOPOS, NUMERO MASICO Y
NUMERO ATOMICO
A = masa atómica del elemento
natural
Ai = masa atómica de cada
isótopo
xi = porcentaje de cada isótopo
en la mezcla

44. Ejercicio de aplicación:
La plata natural está constituida por una mezcla de dos
isótopos de números másicos 107 y 109. Sabiendo que
abundancia isotópica es la siguiente: 107Ag =56% y 109Ag
=44%. Deducir el peso atómico de la plata natural.