Modelos atomicos 1 qm 2010

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Modelos atomicos 1 qm 2010

  1. 1. Modelos atómicos
  2. 2. J.J. Thomsom A partir de la comprobación de la naturaleza eléctrica de la materia. Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. La materia es neutra.
  3. 3. Modelo atómico de J.J. Thomson 1897 “pudín de ciruela” Electrón Carga negativa Carga positiva Dispersa en la esfera (protón)
  4. 4. Rayos β Rayos γ Rayos α
  5. 5. Experimentos realizados por Rutherford 1911
  6. 6. Modelo atómico de Rutherford 1911
  7. 7. Deficiencias del modelo de Rutherford. No concuerda con la física clásica, leyes de electromagnetismo. No es aplicable para átomos poliectrónicos. No explica los espectros de pocas líneas de emisión.
  8. 8. Preguntas E B
  9. 9. Modelo atómico de Bohr (1913) Espectro de absorción del hidrógeno Espectro de absorción del Helio
  10. 10. Los electrones pueden girar en órbitas determinadas sin perder energía. En estos niveles permitidos o definidos de energía los electrones no absorben ni emiten energía; por ello se los denomina “niveles estacionarios”.
  11. 11. Cuando el átomo absorbe energía (cuanto) salta hasta un nivel más externo. Si el electrón regresa a un nivel interno emite energía. Dado que los valores de n pueden ser tan elevados, cuando n tiende a infinito, la energía también tiende a cero. El electrón esta tan alejado del núcleo que átomo se ha ionizado. Niveles de energía n = 5 4 3 2 1
  12. 12. Disposición de los electrones según Bohr El numero de electrones que hay en un órbital “ 2n2 “, pero después del cuarto nivel ya no se cumple la regla ni tampoco con los polielectrónicos. Nivel n = 1 → 2 (1 )2 = 2 Nivel n = 2 → 2 ( 2 )2 = 8 Nivel n = 3 → 2 ( 3 )2 = 18 Nivel n = 4 → 2 ( 4 )2 = 32 N M L K
  13. 13. n=6 n=5 n=4 n =3 Energía n=2 n=1
  14. 14. No se puede explicar con el modelo de Bohr por lo tanto es imposible que los electrones giren en órbitas definidas.
  15. 15. Preguntas B
  16. 16. Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927). Probabilidad de Schrödinger. Números cuánticos
  17. 17. Sugirió que debería existir cierta simetría entre el comportamiento de la luz y el de la materia corpuscular. Propuso que los electrones, deberían tener comportamiento dual, es decir de onda - partícula. Por lo tanto cualquier partícula que tiene masa con cierta velocidad debe comportarse también como onda. λ= h υ
  18. 18. Mostró la imposibilidad teórica de determinar la trayectoria exacta de un electrón si al mismo tiempo quiere medirse con exactitud su energía y su velocidad. Cuando mayor es el grado de localización espacial de un electrón, mayor es la incertidumbre acerca de cual es su velocidad, y viceversa. Este es cualitativamente el enunciado del principio que lleva su nombre. No se puede determinar la posición y la velocidad simultáneamente.
  19. 19. Densidad electrónica Propuso una ecuación en la que orbital 1s. introdujo la hipótesis de De Broglie, tomando en cuenta el comportamiento ψ de onda y partícula para el electrón. Cuando es resuelta permite obtener soluciones llamadas funciones de onda u orbitales. Estas nos entrega la información r acerca de la ubicación de un electrón cuando esta en un estado de energía Análisis tridimensional permitido. del orbital1s
  20. 20. Pregunta C
  21. 21. Pregunta E
  22. 22. Número cuántico principal, n. Nivel energético n = 1 Orbitales s del elemento berilio, (1s2,2s2) Nivel energético n = 2
  23. 23. Número cuántico secundario o azimutal, l. Forma de los orbítales s o 0. Orbital, s.
  24. 24. Número cuántico secundario o azimutal, l. Forma de los orbítales p o 1. Orbital px Orbitales py Orbital pz
  25. 25. Número cuántico secundario o azimutal, l. Forma de los orbítales d o 2.
  26. 26. Número cuántico secundario o azimutal, l. Forma de los orbítales f o 3.
  27. 27. 2px 2py 2pz z z z x x x y y y ml = -1 ml = 0 ml = +1
  28. 28. Pregunta 1.- Indique el número cuántico principal y secundario para el último electrón de la siguiente configuración electrónica 1s22s2. A) n = 2, l = 1 B) n = 1, l = 2 C) n = 2, l = 2 D) n = 2, l = 0 E) n = 1, l = 0
  29. 29. + 1/2 - 1/2 Modelo rotatorio del electrón: los electrones tienen spines opuestos.
  30. 30. Principio de Aufbau. Principio de la mínima energía. Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía, los orbitales de alta energía solo se ocupan cuando no hay más espacio en los orbitales de mas baja energía. Principio de exclusión de Pauli. Un determinado orbital puede ser ocupado por un máximo de dos electrones y necesariamente deben tener spines diferentes. Principio de máxima multiplicidad de Hund. En los orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno en cada orbital con el mismo spín. Cuando se alcanza el semi llenado, recién Orden de llenado de subniveles comienza el apareamiento con spines atómicos. opuestos.
  31. 31. Pregunta C
  32. 32. n l l m Nº de orbitales Nº de Nivel subnivel subnivel Orientación espacial del Electrones energético energético energético orbital numérico numérico 1 2 3 4
  33. 33. n l l m Nº de orbitales Nº de Nivel subnivel subnivel Orientación espacial del Electrones energético energético energético orbital numérico numérico 1 0 s 0 1 2 2 0 s 0 1 2 1 p -1,0,+1 3 6 3 0 s 0 1 2 1 p -1,0,+1 3 6 2 d -2,-1,0,+1,+2 5 10 4 0 s 0 1 2 1 p -1,0,+1 3 6 2 d -2,-1,0,+1,+2 5 10 3 f -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7 14
  34. 34. Pregunta A
  35. 35. 1 S2 CONTIENE 10 ELECTRONES. 2S2 2 p6
  36. 36. Pregunta C E
  37. 37. Pregunta B
  38. 38. Pregunta D
  39. 39. Configuración electrónica abreviada Cuando el número atómico Z de los átomos es elevado, Cuando el número atómico Z de los átomos es elevado, su configuración electrónica (c.e.) es extensa. Para su configuración electrónica (c.e.) es extensa. Para evitar hacer toda la c.e., tomaremos por sabida la c.e.. evitar hacer toda la c.e., tomaremos por sabida la c.e del gas noble inmediatamente anterior. del gas noble inmediatamente anterior. 11-05-2010 41
  40. 40. Ejemplo 1: Escribir c.e. del 13Al El gas noble inmediatamente anterior es el neón 10Ne, luego la c.e. del Al debe ser [Ne] 3s23p1 Ejemplo 2: Escribir la c.e. del galio 31Ga El gas noble inmediatamente anterior es el 18Ar , luego la c.e. del galio será [Ar] 4s23d104p1 Ejercicios Ejercicios 11-05-2010 42
  41. 41. Series isoelectrónicas Entenderemos por tal aquellas configuraciones que presenten la misma cantidad de electrones. Ejemplo: Una serie isoelectrónica estará constituída por; Ne, Na+,Mg+2, Al+3. Ejercicios: Escriba una serie isolectrónica para; Al+3, Ca+2, Br-. 11-05-2010 43
  42. 42. Pregunta B
  43. 43. Pregunta D
  44. 44. Ejercicios Determine la configuración electrónica abreviada de los siguientes elementos: 17Cl- 20Ca 12Mg+2 29Cu

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