2. 1. ¿Qué es
un modelo
atómico?
Es una
explicación a la
estructura de
la mínima
cantidad
de materia en
la que se creía
que se podía
dividir una masa.
3. Historia del modelo
atómico.
• Cinco siglos A.C,
Demócrito formula la
teoría de que la materia
se compone de
partículas indivisibles, a
las que llamó
ÁTOMOS.
5. 1.2.1.1Modelos atómicos
DALTON (1808)
RUTHERFORD (1808)
NUCLEO PEQUEÑO CON CARGAS
NEG, DESCRIBIENDO DIF. TRAYECT.
THOMSON (1904)
CARGAS POSITIVAS Y NEGATIVAS
BOHR (1913)
SIST. SOLAR EN
MINIATURA
HEISENBERG Y
SCHRODINGER(1925)
+
+
+
+
SOMMERFELD Y ZEEMAN
ORBITA ELIPTICAS
6. Fue el primer modelo atómico con bases
científicas.
Formulado en 1808 por John Dalton.
Imaginaba a los átomos como
diminutas esferas.
La materia está formada por partículas muy pequeñas
llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
5.Todos los átomos de un elemento dado son idénticos en tamaño, masa y
propiedades químicas. Los átomos de un elemento difieren de los átomos
de todos los demás elementos”.
7. Conocido
como el
modelo del
puding
Propuesta
por Joseph
John
Thompson,
descubridor
del electrón
El átomo está
compuesto por
electrones de
carga negativa en
un átomo positivo,
como pasas en un
puding.
Es un modelo
dinámico como
consecuencia de
la movilidad de
los electrones
en el centro de
la estructura.
Se pensaba que
los electrones se
distribuían
uniformemente
alrededor del
átomo.
8. Propuesto por
el químico y
físico británico
Ernest
Rutherford
El núcleo es
la parte
central, de
tamaño muy
pequeño
El átomo está
formado por
diferentes
partes: núcleo
y corteza
Núcleo: donde se
encuentra toda la
carga positiva y,
prácticamente,
toda la masa del
átomo.
Corteza: Aquí se
encuentran los
electrones con
masa muy
pequeña y carga
negativa.
Como en un
diminuto sistema
solar, los
electrones giran
alrededor del
núcleo, igual que
los planetas
alrededor del Sol.
9. Niels Börh postula que los electrones giran
a grandes velocidades alrededor del núcleo
Los electrones se disponen en
diversas órbitas circulares, las
cuales determinan diferentes
niveles de energía
Para volver a su nivel de
energía original es necesario
que el electrón emita la energía
absorbida
El electrón puede acceder a un
orbital de mayor energía, para
lo cual necesita “absorber
energía”
10. Arnold Sommerfeld hizo las siguientes
modificaciones al modelo de Borh:
Los electrones se mueven alrededor del
núcleo en orbitas circulares o elípticas.
A partir del segundo nivel energético
existen dos o más subniveles en el
mismo nivel.
Sommerfeld introdujo un parámetro
llamado numero quántico azimutal, que
designo con la letra L (subniveles)
Modelo atómico de Sommerfeld.
11.
12.
13.
14. • La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
15. Indica el número de protones que tiene un átomo y
se simboliza con la letra Z, el cual es igual a la
cantidad de electrones, ya que la materia es
eléctricamente neutra.
La cantidad de protones varía según el elemento.
Z= Número atómico =
Número de protones (P)
16. Es la suma del número de
protones (P) y neutrones (N)
contenidos en el núcleo,
designándosele mediante la
letra A como símbolo:
A=P+N
El símbolo general para
cualquier núcleo es zXA en
donde X es el símbolo del
átomo en el cual se encuentra
dado, Z es el número atómico
y A es el número de masa
17. ¿Qué es la configuración
electrónica?
Es una representación
de la distribución de los
electrones en un átomo,
de acuerdo con el modelo
cuántico.
En un átomo se muestra
cuántos electrones hay
en cada nivel y en cada
subnivel, siguiendo el
orden del principio de
construcción progresiva o
regla de las diagonales:
18. n:se relaciona con el VOLUMEN ocupado por Reempes (1,2,3,4)
l:se relaciona con los SUBNIVELES y la FORMA de la Reempe. Se designa con las letras s,p,d,f. Se
representan con formas de esferas, campanas, lazos y tréboles (n-1)=l
m:se relaciona con la ORIENTACION de la Reempe en un eje de coordenadas.
S: spin, es el giro del electrón, valor es +1/2 y -1/2.
subnivel no. de
orbitales
por
subnivel
Representac
ión de los
Subniveles
con letras
no. de
electrones
por orbital
No. max.
De
electrones
por
subnivel
s 1 S 2 2
p 3 px,py,pz 2 6
d 5 dxy,dxz,dz
2,
dyz , dx
2
y
2
2 10
f 7 2 14
A T O M O
n, l, m, s
REEMPE: la región donde es mas
probable que se encuentre el
ELECTRÓN
19. De acuerdo a la mecánica cuántica, cada electrón en
un átomo es descrito por cuatro números cuánticos :
22. Nivel
energético
(n)
Sub-
niveles
(l)
Numero de
orbitales
por
subnivel
Numero de
electrones
por orbital
Numero
max. De
electrones
por
subnivel
Represen-
tacion
Numero
total de
electrones
en el nivel
de energía
1 s 1 2 2 1s2 2
2 s 1 2 2 2s2 8
p 3 2 6 2p6
3 s 1 2 2 3s2 18
p 3 2 6 3p6
d 5 2 10 3d10
4 s 1 2 2 4s2 32
p 3 2 6 4p6
d 5 2 10 4d10
f 7 2 14 4f14
5 s 1 2 2 5s2 32
p 3 2 6 5p6
d 5 2 10 5d10
f 7 2 14 5f14
6 s 1 2 2 6s2 18
p 3 2 6 6p6
d 5 2 10 6d10
7 s 1 2 2 7s2 8
6
Tabla 3. Número total de electrones en el nivel
energético.
23. Configuraciones electrónicas
La configuración electrónica se basa en unos principios básicos:
1) El principio de Paulii: el numero de electrones en cada capa de la
corteza siempre sera 2.
2) La regla del octeto indica que en la última capa del átomo sólo puede
haber un máximo de 8 electrones, salvo si es la primera, que está
limitada a 2 electrones. En la última capa habrá de 1 a 8 electrones.
Valencias
Fusión
Punto de
ebullicíon
Color
Capacidad de
unión con los
compuestos
24. 3)El principio de Auhbau: dice que la
energía de un orbital será mayor cuando
mayor sea la suma de los números cuánticos
principal (n) y azimutal (l) (n+1). Si la energía
es igual, tendrá menor energía el orbital con
menor numero cuántico principal.
4) El principio de Hunt establece que un
segundo electrón no entra en un orbital si existen otros orbitales desocupados
en el mismo nivel de energía.
Número atómico del carbono 6:
Configuración estándar
Configuración desarrollada
25. Para resolver ejercicios de configuración electrónica , nos basamos en
el modelo de Auhbau
Configuración electrónica del N (z=7)
