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1. Docente: Elmer Rolando Polo Briceño
Curso : Ingeniería de Materiales
Estructura Atómica
TEMA 02

2. o Entender la teoría atómica, Números cuánticos, niveles de energía y
orbitales atómicos.
o Entender los estados energéticos de los átomos con múltiples
electrones
II.) OBJETIVOS

3. ❑ Teoría atómica
❑ Partículas sub-atómicas
❑ Números cuánticos, niveles de energía y orbitales atómicos
❑ Estados energéticos de los átomos con múltiples electrones
❑ Tabla periódica de los elementos
III.) CONTENIDOS DEL TEMA

4. Demócrito (siglo V a. C.)
Teoría atómica
John Dalton (1803)
𝑀𝑎𝑡𝑒𝑟𝑖𝑎 = ෍ 𝑝𝑎𝑟𝑡í𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑖𝑛𝑑𝑖𝑣𝑖𝑠𝑖𝑏𝑙𝑒𝑠 (á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠)
Ley de las proporciones múltiples
Ley de conservación de masas
Henri Becquerl, Pierre y Marie Curie (1896)
Los átomos están formados por componentes más
pequeños o partículas subatómicas

5. Descubre los electrones
Joseph J. Thompson (1904) Ernest Rutherford (1911)
Átomo de Thompson
Átomo de Rutherford
Teoría atómica

6. Max Planck (1901)
Ondas electromagnéticas
En el filamento de W sus
átomos emiten energía
en forma de radiación
electromagnética (luz
blanca)
Física clásica: El incremento
del calor debería producir un
incremento en la energía de
radiación, lo cual no ocurre.
Las ondas electromagnéticas quedan definidas: 𝜐 =
𝑐
𝜆 La radiación no es emitida en forma continua sino en
paquetes de energía llamados cuantos.
La energía de un cuanto de energía está dada por:
𝐸 = ℎ𝜐 =
ℎ𝑐
𝜆
h= “acción del cuanto”
Albert Einstein (1905)
Teoría cuántica de Planck
h = 6.63 × 10−34 J.s

7. Niels Bohr (1913)
Átomo de Bohr
Teoría atómica
Diagrama de nivel de energía para el espectro de
líneas de hidrógeno.
𝐸 =
−2𝜋2
𝑚𝑒4
𝑛2ℎ2
=
−13.6
𝑛2
𝑒𝑉
Δ𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖 = −13.6
1
𝑛𝑓
2 −
1
𝑛𝑖
2
𝐸 = ℎ𝜐 =
ℎ𝑐
𝜆
Energía permitida del electrón →
Energía liberada o
absorbida por el electrón →
Energía del fotón →

8. De Broglie (1930)
Teoría atómica
𝜆 =
ℎ
𝑚𝑢
El 𝑒− al estar en movimiento y al poseer
una masa muy pequeña podía tener una
naturaleza ondulatoria y comportarse
como un haz de luz adquiriendo
dualidad de onda y partícula
Werner Heisenberg (1926)
Principio de incertidumbre: Es imposible
determinar simultáneamente la posición
exacta (x) y el momento exacto (m.𝑢) de
un 𝑒−.
Δ𝑥. 𝑚Δ𝑢 ≥
ℎ
4𝜋
Densidad de probabilidad de ubicación de
un electrón para los primeros niveles de
energía.
Describe a los electrones por medio de una
función de onda, lo que representa la
probabilidad de su presencia en una región
delimitada del espacio (orbital).
Erwin Schrödinger (1926)
൯
Ψ𝑛,𝑙,𝑚 = 𝑅𝑛𝑙(𝑟)𝑌𝑙
𝑚
(𝜃, 𝜋

9. Partículas sub-atómicas
Núcleo: 99.9 % masa del átomo
Dnúcleo~10-14 m
Dátomo~10-10 m
Número de masa →
Número atómico →
Isótopo
Hidrógeno Deuterio Tritio
𝑀. 𝐴. =
σ 𝑀. 𝐴.𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜 𝑥 % 𝑓𝑟𝑒𝑐𝑢𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎
100
u. m. a =
1
12
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝟔
𝟏𝟐
𝑪
Unidad de masa atómica (u.m.a.)
Masa de un protón o neutrón (1.672 x 10- 24 g)
Número de Avogadro (NA):
“Es el número de protones o neutrones necesarios para
producir un gramo de material”
“Es la cantidad de entidades elementales (átomos,
moléculas, iones) existentes en un mol de cualquier
sustancia”
La mejor estimación es: 𝑁𝐴 = 6.02214179𝑥1023 𝑚𝑜𝑙−1
1𝑔 = 𝑁𝐴. 𝑢𝑚𝑎 = 6.022𝑥1023
𝑝𝑟𝑜𝑡𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑥(1.672𝑥10−24
𝑔
𝑝𝑟𝑜𝑡ó𝑛
)
𝑢𝑚𝑎 =
1
𝑁𝐴
=
1 𝑔
𝑚𝑜𝑙

10. Números cuánticos, niveles de energía y orbitales atómicos
1. Número cuántico principal (n)
Nivel de energía del electrón (n): 1, 2, 3……
Nivel de energía tiene subniveles y orbitales
Aumento de n → incremento de la energía (𝑒−
)
2. Número cuántico secundario o azimutal (ℓ)
Sub-niveles en c/nivel de energía o forma del orbital
Los valores permitidos de son: ℓ = 0, 1, 2, 3, …., (n-1)
Designación por letras ℓ = s, p, d, f.

11. 3. Número cuántico magnético (mℓ)
Orientación del orbital en el espacio
Toma valores: + ℓ → 0 → -ℓ
Números cuánticos, niveles de energía y orbitales atómicos
4. Número cuántico de spin (ms)
Indica el giro del electrón (+½ o -½) (horario/antihorario)
Dos electrones/orbital (principio de exclusión de Pauli) (2 𝑒−
no pueden tener iguales 4 no cuánticos

12. 𝑛 → 𝑛2
orbitales → 2𝑛2
electrones
Números cuánticos, niveles de energía y orbitales atómicos

13. Incremento de z (p+) → estados de energía más complejos
La energía de un orbital depende no solo de su valor n (tamaño)
sino también de su valor ℓ (forma).
→ Efecto de carga del núcleo.
→ Efecto de apantallamiento.
Estados energéticos de los átomos con múltiples electrones
Debido a varios efectos electrostáticos, el subnivel 3d tiene mayor
energía que el subnivel 4s

14. Principio de AUFBAU
El llenado de los electrones en los subniveles es en orden creciente a su energía:
1𝑠 < 2𝑠 < 2𝑝 < 3𝑠 < 3𝑝 < 4𝑠 < 3𝑑 < 4𝑝 < 5𝑠 < 4𝑑 < 5𝑝 < 6𝑠 < 4𝑓 < 5𝑑 < 6𝑝 < 7𝑠 < 5𝑓 < 6𝑑
Incremento es según la regla (n+l), para el mismo valor la menor energía es el que tiene el menor
valor de n.
Regla nemotécnica:
Estados energéticos de los átomos con múltiples electrones
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d10

15. Tabla periódica → configuración
El modelo de la mecánico cuántica y la tabla periódica
Diagrama de caja de orbital
Irregularidades en la tabla periódica
29Cu: 1s22s22p63s23p64s23d9 (esperado)
29Cu: 1s22s22p63s23p64s13d10 → [Ar] 4s13d10
24Cr: 1s22s22p63s23p64s13d5 → [Ar] 4s13d5
2 Formas de expresar llenado del orbital: (1) configuración
electrónica y (2) diagrama de caja orbital.
21Sc: 1s22s22p63s23p64s23d1 → [Ar] 4s23d1
Energía 4s es inferior a 3d

16. El modelo de la mecánico cuántica y la tabla periódica
Fila horizontal → período
Columna vertical → grupo
Elementos de transición y
Elementos de transición interna.

17. Tendencias del tamaño atómico
Ratómico = f (configuración electrónica)
Ratómico picómetro (10-12 m)
↑ 𝑛(período) → ↑ Ratómico
Li (n=2) → Cs (n=6)
↑ carga del núcleo (p+), → ↓ Ratómico
3Li → 10Ne
Las tendencias son menos predecibles para los
elementos de transición.

18. Tendencias en la energía de ionización
Energía de ionización (EI) → requerida para eliminar un 𝑒−
de un
átomo (EI1 ‹ EI2 ‹ EI3 ‹…)
EI1 α 1/Ratómico
↑EI1 → ↑ atracción del núcleo sobre el electrón
↑ 𝑛(período) → ↓ EI1
Li (n=2) → Cs (n=6)
↑ carga del núcleo (p+), → ↑ EI1
3Li → 10Ne
Grupo 1A y 2A son altamente susceptibles a la ionización
(número de oxidación positiva)

19. Tendencias de la afinidad electrónica
Afinidad electrónica (AE) → Capacidad del átomo
a aceptar uno o más electrones y liberar energía en
el proceso
↑ AE → movemos a la derecha en un periodo
Variación AE → movemos hacia abajo en un
grupo es más irregular
Grupos 6A y 7A tienen las más altas AE

20. Grupo 1A y 2A
↓ EI ^ ↓ AE → metales reactivos (electropositivos)
Número de oxidación positivo.
Grupo IA (alcalinos)
11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 cede 1e- Na+ Nº oxidación = +1
Grupo IIA (alcalinos térreos)
12Mg = 1s2 2s2 2p6 3s2 cede 2e- Mg+2 Nº oxidación = +2
Tabla periódica de los elementos

21. Grupo 3A: B (metaloide) y resto son metales.
13Al = 1s22s22p63s23p1
49ln = 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p1
Tabla periódica de los elementos
Grupo 5A: N y P (no metales), el As y Sb (metaloides), Bi (metal)
Grupos 3A a 5A
↓ grupo → domina el comportamiento metálico
→ período → domina el comportamiento no metálico
Grupo 4A: C (no metal), Si y Ge (metaloides), y Sn y Pb (metales).
14Si = [Ne] 3s23p2
50Sn = [Kr]5s24d105p2
82Pb = [Xe]6s24f145d106p2

22. Electronegatividad: capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones. Se
cuantifica asignando a cada elemento un valor de 0.7 a 4.0
↑ electronegatividad → ↑ afinidad electrónica → ↑ energía de ionización
Tabla periódica de los elementos

23. Tabla periódica de los elementos
Grupo 6A (anfígenos): O, S y Se (no metal), Te y Po (Metaloide)
34Se = [Ar]4s23d104p4 → 34Te2- = [Kr] Nº oxidación = -2
52Te = [Kr]5s24d105p4 → 52Te2- = [Xe] Nº oxidación = -2
Grupo 7A (halógenos): F, Cl, Br y I (no metal), At (Metaloide)
↑ electronegatividad → ↑ afinidad electrónica → ↑ energía de ionización
9F = 1s22s22p5 → 9F- = [Ne] Nº oxidación = -1
53I = [Kr]5s24d105p5 → 53I- = [Xe] Nº oxidación = -1

24. Tabla periódica de los elementos
Grupo 8A son gases nobles.
↑↑ EI ^ AE≈0 → elementos estables
A excepción del He, el Ne, Ar, Kr, Xe y Rn presentan s2p6 (octeto electrónico)
18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
54Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Existen compuestos del xenon (XeF4, XeO3, XeO4, XeOF4) y del kripton (KrF2) pero
tienen aplicación industrial.

25. Tabla periódica de los elementos
Elementos de transición
𝑒−
en su capa n y su nivel interno (n-1)d no está
lleno (excepción IB y IIB).
Grupo IB (metales nobles)
Ee-(ns1) ≈ E Ee-(n-1)d → elementos muy estables
Contraste en el grupo IA, e-(ns1) muy inestable y
altamente reactivo.
Elementos Grupo IIB (Zn, Cd y Hg) son más estables
que el grupo IIA (Mg y Ca)

26. IV.) CONCLUCIÓN
o El estudiante conoció el desarrollo de los materiales a través de la Historia en los
diferentes grupos.
o El estudiante conoció la importancia de la ingeniería de materiales en la industria.

27. V.) REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Fundamentos de la ciencia e ingeniería de los materiales. William F. Smith.
Estructuras y propiedades de los materiales (2013). Nilthon Zavaleta Gutiérrez.
Curso Structure & Prop of Metals. U. Cambrigde. Internet.
Metalurgia, metalografia y materiales de construcción. B.A. Kuzmin, A.I. Samojotski .12-22 pp.
“Solid State Chemistry: An introduction”, L. Smart and E. Moore. 1992
“Solid State Chemistry and its applications”, A.R. West.1984

28. pbricenoer@uss.edu.pe
polobriceno22@Gmail.com
Elmer Rolando Polo Briceño
INGENIERO DE MATERIALES