1. MECANICA CUANTICA
Números cuanticos
Configuración electrónica
3. Tabla periódica
1.
2.

2. 1) LOS NUMEROS CUANTICOS
 concepto: se define a los números cuanticos
como constantes, parámetros, números, que se
obtiene de la solución matemática de la ecuación
de sehovodinger
sirve para tratar de ubicar la posición de un
electrón en el átomo.
- N.c principal (n)
- N.c magnético (m)
- N.c secundario (l)
- N.c de sping (s)

3. Números cuánticos.
 Cada electrón viene determinado por 4
números cuánticos: n, l, m y s (los tres
primeros determinan cada orbital, y el
cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno
de los dos e– que componen el mismo).
 Los valores de éstos son los siguientes:
–
–
–
–
n = 1, 2, 3, 4, ...
l = 0, 1, 2, ... (n – 1)
m = – l, ... , 0, ... L
s=–½,+½
(nº de capa)
(tipo de orbirtal)
(orientación orbital)
(spín)

4. Tema 1. Estructura y propiedades
MODELO MECANOCUÁNTICO DE ÁTOMO
Cubierta electrónica
Núcleo
ORBITALES
Carácter ondulatorio de los
electrones
Principio de Incertidumbre de
Heisenberg
Caracterizados por números cuánticos:
n : número cuántico principal
l : número cuántico secundario
m: número cuántico magnético

5. Tema 1. Estructura y propiedades
NIVELES Y SUBNIVELES EN LA CUBIERTA ELECTRÓNICA

6. Tema 1. Estructura y propiedades
ORBITALES 1s y 2s
ORBITAL s

7. ORBITALES 2p
Orbital atómico 2px
ORBITALES 2d
Orbital atómico 2py
Tema 1. Estructura y propiedades
Orbital atómico 2pz

8. Orbitales atómicos
 Cada electrón ocupa un orbirtal definido
por los cuatro numeros cuánticos, en las
denominadas aproximación del orbital.
 Cada atomo se contruye à partir de los
número cuánticos.

9. Valores cuanticos
n
l
(n-1)
ml
-ml,.0,.ml
ms
1
0 (1s)
0
2
3
4
Subnivel
e- 4l+2
Nivel
e- 2n2
+½, -½
2
2
0 (2s) 0
1 (2p) -1,0,1
+½, -½
2
6
8
0 (3s) 0
1 (3p) -1,0,1
2 (3d) -2,-1,0,1,2
+½, -½
2
6
10
18
0 (4s)
1 (4p)
2 (4d)
3 (4f)
+½, -½
2
6
10
14
32
0
-1,0,1
-2,-1,0,1,2
-3, -2,-1,0,1,2,3
±½
+½, -½
+½, -½
+½, -½
+½, -½
+½, -½
+½, -½

10. Números cuánticos
 Se refiere a la descripción de la configuración
 Número principal n
– Nivel de energia n = 1, 2, 3 ,4 ,5
 Número azimutal l
– Forma d ela región valores l = 0,1,2,3 (s,p,d,f)
 Número magnético ml
– Designa la orientción espacial ml = (-l), ..,0, (+l)
 Número de spín ms
– Designa la orientación del campo magnético ms= ±½ .

11. 2) CONFIGURACION
ELECTRONICA
es la distribución con que se ubican los electrones
en los diferentes orbitales atómicos. Las
propiedades químicas de un átomo están
determinadas por su configuración electrónica.

12. Conceptos claves
 Orbital atómico: función de probabilidad que define
la distribución de la densidad electrónica en el
espacio que rodea al núcleo atómico.
 Electrones de valencia: se ubican en la capa más
externa del átomo y participan en la formación de
enlaces químicos. Los átomos de un mismo grupo
tienen igual número de electrones de valencia.

13.  Orbital: es la región del espacio atómico donde hay mayor probabilidad de
encontrar un electrón. Un orbital queda descrito por los llamados números
cuánticos.
 Número cuántico principal (n) determina la energía del electrón en un átomo. Los
valores que puede tomar este n son: 1,2,3 hasta el infinito. Cada valor de n
determina un nivel o capa en el átomo. Si el valor de n aumenta, la distancia del
electrón al núcleo y la energía que esta partícula posee también se incrementan.
 Número cuántico secundario o azimutal (l) designa la forma del orbital. Los
valores permitidos de l son: 0,1,2,3,…(n-1) denotados por los símbolos s, p, d, f, g,
…, respectivamente. Los valores de l correspondientes a un mismo valor de n se
llaman subniveles.

Número cuántico azimutal
0 1 2 3 4

Nombre del orbital
s p d f g
 Número cuántico magnético (m) define las orientaciones del orbital en el espacio.
Puede tener los valores –l, -l+l, … -1,0,+1, …+l…
 Número cuántico de spin (ms) determina la orientación del giro del electrón frente
a un cuerpo magnético. Puede tomar los valores +1/2 o -1/2

14.  Los niveles de energía establecidos para los orbitales dependen, en el
caso del hidrógeno, solo de n, y en los átomos polielectrónicos, de n y l.
 Principio de Aufbau: es un conjunto de reglas por las que se obtiene la
configuración electrónica de la mayoría de los átomos polielectrónicos en
su estado fundamental (el de menor energía). Las reglas son:
A) Los e- se van ubicando en los orbitales de menor a mayor energía (regla
de las diagonales).
B) Dos e- no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales (principio
de Exclusión de Pauli). Cada orbital puede contener solo hasta 2e- con
espines opuestos.
C) El orden en que los electrones ocupan un subnivel está determinado por
la distribución que presenta un mayor número de espines paralelos, es
decir, con igual número de espin (Regla de Hund o de la máxima
multiplicidad de espin).

15.  Electrón desapareado es el que se encuentra
solo en un orbital. Las sustancias cuyos
átomos tienen electrones desapareados son
magnéticas (atraídas por un campo magnético)
y se llaman paramagnéticas. En cambio, las
sustancias que no tienen electrones
desapareados se denominan diamagnéticas y
son repelidas por un campo magnético.

16. Cómo son los átomos?
Dalton, basado en las leyes de la combinación de la
materia, nos llevó a creer en la existencia de los átomos.
Sus ideas principales hablan de una partícula pequeña,
indivisible, indestructible, constituyente de toda la
materia.
Sin embargo, a comienzos del siglo XIX, poco a poco los científicos
fueron encontrando las pruebas experimentales de que los átomos no
son tan sencillos, como postulaba Dalton.
En efecto, los átomos estarían constituidos a su vez por otras
partículas, aun más pequeñas y fundamentales. La diferencia entre los
distintos átomos radica en la cantidad de estas partículas, e -,p+ y n°.

17. Diagrama de contorno de los orbitales
1s, 2s y 3s

Todos los orbitales “s” son esféricos.


El tamaño de un orbital es proporcional a n2, donde n es el número cuántico principal.
(n=1 estado de mínima energía. Estado fundamental máxima estabilidad)

18. Diagrama de contorno de superficie de los
tres orbitales 2p
Estos orbitales tienen idéntica forma y energía, pero sus
orientaciones son distintas. Los orbitales p de números
cuánticos principales superiores tienen una forma
parecida.

19. Diagrama de contorno de superficie de los
cinco orbitales 3d

Diagrama de contorno de superficie de los cinco
orbitales 3d. Aunque el orbital 3d parece distinto, en
todos los sentidos es equivalente a los otros cuatro
orbitales. Los orbitales d de números cuánticos
principales superiores tienen una forma parecida.

20. Diagrama de contorno de superficie de los
siete orbitales f

21. Niveles de energía de orbitales
en un átomo de hidrógeno
 Cada línea horizontal pequeña representa un orbital.
 Todos los orbitales que tienen el mismo número cuántico
principal (n) por lo tanto tienen la misma energía.

22. •El diagrama de energía es más complejo para los átomos polielectrónicos que para el del átomo de hidrógeno. La energía de un
electrón en estos átomos depende de su número cuántico de
momento angular así como de su número cuántico principal.

23. Niveles de energía de orbitales en un átomo
polielectrónico.
Observe que el nivel
de energía depende
tanto del valor de n
como el de l.

24. Para los átomos poli-electrónicos, el nivel energético 3d está
muy cerca del nivel 4s. La energía total de un átomo, sin
embargo, depende no sólo de la suma de las energías de los
orbitales, sino también de la energía de repulsión entre los
electrones de estos orbitales (cada orbital puede acomodar
hasta dos electrones, como se verá más adelante. Resulta que
la energía total de un átomo es menor cuando se llena el
subnivel 4s antes que el 3d.

25. Orden de llenado de los orbitales atómicos en
los átomos poli-electrónicos.
Se empieza con el orbital 1s y se continúa hacia abajo
siguiendo la dirección de las flechas.
El orden de llenado es:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d …

26. Ejercicios
Para escribir la
configuración electrónica
de un átomo debemos:
Conocer su Z
Distribuir los e- en orbitales
en orden creciente de energía,
respetando regla de las
diagonales, el principio de
Exclusión de Pauli y la regla
de Hund.

27. ejemplo
 Una forma abreviada de escribir las configuraciones electrónicas es usar
la del gas noble más cercano al elemento estudiado, en la tabla periódica.
En el caso del flúor, corresponde al helio. Por lo tanto, la configuración
electrónica abreviada del flúor es:
(2He) 2s2 2p5

28. 3) TABLA PERIODICA

29. En Resumen
– Grupo 18. No participa en ningún enlace químico.
– Grupo 1. Altamente reactivos pues ceden 1 electrón con facilidad. Son muy solubles y
forman soluciones alcalinas.
– Grupo 2. Similar al 1 pero con moderación.
– Grupo 17. Altamente reactivos y solubles. Son electronegativos pues ganan fácilmente
un electrón.
– Grupos 13-16 Son relativamente menos reactivos y forman enlaces covalentes
– Grupos 3-12. Son muy variables. En general no son solubles ni muy reactivos.
– Las tierras raras. Tienen 2 electrones libres en su orbital 6s y por lo tanto se comportan
de forma similar. Su radio iónico decrece sistemáticamente.

30. Algunas propiedades químicas de los elementos
– Valencia: El número de electrones que un átomo es capaz de ceder o
aceptar.
– Radio Iónico: Se deduce a partir de la distancia del enlace cuando un
átomo está unido con otro. Controla:
Las sustituciones en las redes cristalinas
La solubilidad
La tasa de difusión
+Radio
r(anión)=d-r(catión)

31. Algunas propiedades químicas de los elementos
– Potencial de Ionización: Energía que se requiere para quitar un
electrón de la capa más externa. Energía para formar cationes.
– Electronegatividad: Cuantifica la capacidad de un elemento para
atraer un electrón y compartirlo con otro elemento.
¡Algunas de las moléculas más comunes están formadas por átomos
localizados en los extremos de la tabla!

32. La Tabla Periódica de los Elementos
 Las propiedades químicas de los elementos son una
función periódica del número atómico...
D.I. Mendeleyev (1834 – 1907)

33. Propiedades de los elementos
 Número Atómico (Z):
– Es el número de protones presentes en un átomo
– Es la propiedad más importante de un átomo pues controla su
configuración electrónica (número de electrones) y por lo tanto sus
propiedades químicas

34. Propiedades de los elementos
 Masa Atómica (Z+N):
Número Atómico (Z)
– Es la suma de neutrones y protones en un átomo
– La masa atómica de los elementos es variable y depende
del número de neutrones presentes
Isótopos
Isotones
Isóbaros
Número de Neutrones (N)

35. El Peso Atómico
–
–
–
–
–
Peso en Unidades de Masa Atómica (amu)
1 amu = 1/12 de la masa del 12C
Peso atómico del 12C = 12 amu
Peso atómico ≠ Masa atómica
Peso Atómico depende:
Peso de cada isótopo (amu)
Abundancia (%)
Peso
35
Cl
37
Cl
Abundan Peso x
Ab
34.9688 0.7577
26.4958
5
Peso Atómico del Cl = 35.453 amu
36.9659 0.2423
8.9568
0
Nota Bene: 1 Gramo = 600,000,000,000,000,000,000,000 amu

36. Estructura electrónica y tabla
periódica
© Grupo ANAYA. S.A. QUÍMICA 2º Bachillerato

37. 37
Grupo 14
Configuració
n electrónica
Periodo 3
C, tiene 2
capas
Si, tiene 3
capas
Ge, tiene
4 capas
 Periodos:
– Distintos niveles
energéticos (capas)
 Grupos:
– Misma configuración
en la capa más externa
La posición de un elemento en
la tabla periódica nos permite
conocer sus propiedades
químicas...
Sn, tiene
5 capas
Pb, tiene
6 capas
Mg, Gpo 2, tiene 12
e-, 2 e- en su capa
externa
Si
Al, Gpo 13, tiene 13
e-, 3 e- en su capa
externa
Na, Gpo 1, tiene 11
e-, 1 e- en su capa
externa
P
S
Cl
Ar, Gpo 18, tiene 18 e-, 8
e- en su capa externa

38. Gracias por su atención