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. Modelo atómico de J.J. Thomson 1897
“pudín de ciruela”
Electrón
Carga
negativa
Carga positiva
Dispersa en la
esfera
(protón)
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.
11. Modelo atómico de Bohr (1913)
Espectro de absorción del hidrógeno
Espectro de absorción del Helio
12. 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”.
13. 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
14. 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
19. 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
20. 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.
21. 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
29. 2px 2py 2pz
z z z
x x x
y y y
ml = -1 ml = 0 ml = +1
30. 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
31. + 1/2 - 1/2
Modelo rotatorio del electrón: los electrones tienen spines opuestos.
32. 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.
34. 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
35. 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
41. 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.
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42. 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
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43. 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-.
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