1. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA
Dra. Mercedes Puca
QUÍMICA
Facultad de Ingeniería Industrial y comercial
USIL
UNIVERSIDAD SAN IGNACIO DE LOYOLA

3. Introducción

5. Continuación…………..

6. Números cuánticos

8. Números cuánticos
Orbital
Los números cuánticos están relacionados don distintas
propiedades de los estados electrónicos.
La solución de la ecuación de Schrödinger muestra que para
el átomo de hidrógeno el estado caracterizado por el
conjunto (n, l, ml, ms) tiene una energía dada por:
hidrógeno)el(para
n
R
-E 2
H
• n : principal 1, 2, 3,..., .
• l : azimutal 0, 1,..., n-1.
• ml : magnético –l, -l+1,..., l-1, l.
• ms : spin –1/2, +1/2.

9. Orbitales
s (l=0)

10. Orbitales p (l=1)
ml (-1; 0; 1)

11. Orbitales d
l
ml

12. Qué es la configuración
electrónica?

13. Cómo se construye la configuración
electrónica?
(Energía)

14. Reglas de construcción de la
configuración electrónica
“En un átomo no puede haber
dos electrones con los 4
números cuánticos iguales”.

15. Principio de mínima energía

16. Configuraciones Electrónicas

17. Principio de exclusión de Pauli y
Regla de Hund

18. Ejemplos de configuraciones
electrónicas

20. Ejercicio 1

21. Ejercicio 2

22. Escriba la configuración cuántica:
Ejercicio 2

23. Configuración electrónica por el
método abreviado

24. Ejercicio 1

25. Ejercicio 2

26. Escriba la configuración abreviada
para los siguientes átomos.
Ejercicio 3

27. Elementos con configuración
irregular

28. Qué es la hibridación?

29. Continuación……

30. Caracterización de los electrones

32. Gráficas de algunos átomos

33. Configuración electrónica en la
tabla periódica

35. Número atómico y número másico.
• Número atómico (Z): es el número de protones
que tiene un átomo. Es distinto para cada
elemento.
• Número másico (A): es la suma de protones y
neutrones de un núcleo atómico. (A = Z + N)
• Símbolo. Ejemplo: Cl
A
Z
37
17

36. Tipos de átomos

37. Ejercicio 1

38. Ejercicio 2

39. Iones

40. A y Z para iones y cationes

41. Calcular el número de protones y electrones
en cada uno de los átomos y iones.
Ejercicio 3

42. Ejercicio 4

43. Ejercicio 4

44. Masa atómica
• Es la media ponderal (teniendo en cuenta el %
en que está cada uno) de la masa de cada uno
de los isótopos de un elemento.
• Se mide en UMAs (u) (doceava parte de la
masa del 12C.
• 1 u = 1,66 ·10–24 g (1/6,023 ·1023)
= 1,66 ·10–27 kg

45. mol

46. mol

48. Ejemplo 1: El neón es un elemento químico de Z=10. En la
naturaleza se encuentra tres isótopos de masas atómicas
19,99, 20,99 y 21,99 UMAs. Si sus proporciones respectivas
son del 90,92 %. 0,26 % y 8,82 % calcula la masa atómica en
UMAs y kg.
(90,92 ·19,99 +0,26 ·20,99 + 8,82 ·21,99)UMA
——————————————————————— =
100
= 20,17 UMAs · 1,66 ·10–27 kg/UMA =
= 3,348 · 10–26 kg

49. Ejemplo 2: La masa atómica del cloro es 35,45 UMAs. Si
tiene dos isótopos, 35Cl y 37Cl, de masas 34,97 y 36,93
UMA. Calcular el % de cada uno de ellos.
34,97 UMA x +36,93 · (100 – x)
35,45 UMA = ——————————————— =
100
De donde X = 75,51 % del isótopo 35Cl
24,49 % del isótopo 37Cl

50. Masa molecular
• Es la suma de las masas atómicas.
Ejemplo 1: Calcula la masa molecular del carbonato de calcio
(CaCO3 ). Expresa la masa molecular en unida-des de masa
atómica y en unidades S.I. ¿En qué unidades se expresa la masa
molecular relativa?
Mat(Ca) =40,08 u. Mat(C) =12,011 u. Mat(O)=15,9994 u. 1 u =
1,6605 · 10–27 kg.
• M (CaCO3)= 1 · Mat (Ca) + 1 · Mat(C) + 3 · Mat (O) = 40,08 u
+12,011 u + 3 · 15,9994 u =
• = 100,09 u
• 100,09 u ·(1,6605 · 10–27 kg/u) = 1,6612 ·10–25 kg

51. Ejercicio 2: ¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12 g de cloro
molecular?. Si todas las moléculas de Cl2 se disociaran para
dar átomos de cloro, ¿ Cuántos átomos de cloro atómico se
obtendrían?
La masa molecular de Cl2 es 35,45u · 2 =70,9 u. Luego un mol
de Cl2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl2 hay:
m 12 gn = = = 0,169 moles de Cl2M 70,9 g/mol
Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 1023 moléc. 0,169
moles contienen:
0,169 moles · 6,02 ·1023 moléculas/mol =
= 1,017 · 1023 moléculas Cl2
2 át. Cl
1,017·1023 moléc. Cl2 · = 2,034·1023 át. Clmoléc. Cl2