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Modelos atomicoss
- 1. QUIMICA
- 2. Modelo de Dalton. • Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton. Se considera que los átomos son esferas sólidas que no pueden partirse o dividirse en partes más pequeñas (son indivisibles). Los átomos son eléctricamente neutros. • Este primer modelo atómico postulaba: • La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. • Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
- 3. Modelo de Dalton. •Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones de números enteros simples: 1:1, 2:1, 1:3. •Ninguna reacción puede cambiar los átomos en sí mismos, aunque los átomos se combinan y las moléculas se descomponen en átomos. •Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. •Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
- 4. Masa del electrón El molino gira carga del electrón - Las partículas se desvían hacia el Ánodo +
- 5. Modelo de Thompson. • El modelo de Dalton desapareció ante el modelo de Thompson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones (p+). • Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph Thompson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel.
- 6. Modelo de Thompson. • Detalles del modelo • Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thompson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.
- 8. Modelo de Rutherford • Este modelo fue desarrollado por el físico Ernesto Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thompson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos.
- 9. Modelo de Rutherford • A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico. Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thompson), no se habla de éste. • Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias: • Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
- 10. Modelo de Bohr • “El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en orbitas bien definidas.” Las orbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas orbitas). • Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía. Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en orbitas estables. • Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).
- 11. • El danés Bohr, propone el modelo atómico que contiene órbitas esféricas concéntricas por donde viajan los electrones, y éstos, dependiendo de su posición, tienen distinto contenido energético. A los niveles se les da los nombres de K, L, M, N, O, P, Q ó 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. La capacidad electrónica por nivel se calcula con la fórmula 2n2 donde n es el nivel de energía (para los primeros cuatro niveles y los cuatro restantes se repiten en forma inversa), es decir el nivel K (1) n=1 por lo que 2n2 [2(1)2]=2; en L n=2 2n2 [2(2)2]=8 , etc. De tal manera que la capacidad electrónica por nivel es : K L M N O P Q 2 8 18 32 32 18 8
- 13. El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de frecuencias de las ondas electromagnéticas emitidas por átomos de ese elemento, en estado gaseoso, cuando se le comunica energía (por medio de calentamiento. Tercer postulado de Bohr Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética. Absorbe un cuanto y pasa a una orbita mayor. Por medio de calentamiento Desprende un cuanto de energía y pasa a una orbita menor Esto lo percibimos a través de luz de color determinado para el cobre es verde
- 14. Modelo actual- Schrödinger y Heisenberg • Fue Erwin Schrödinger a partir de las investigaciones de Heisenberg, quien ideó el modelo atómico actual en 1926, llamado "Ecuación de Onda" o “modelo atómico mecano-cuántico”, En este modelo, el área donde hay mayor probabilidad de encontrar al electrón se denomina orbital. • Es un modelo de gran complejidad matemática, tanta que usándolo sólo se puede resolver con exactitud el átomo de hidrógeno. Para resolver átomos distintos al de hidrógeno se recurre a métodos aproximados.
- 15. Modelo actual- Schrödinger y Heisenberg • En este modelo no se habla de órbitas, sino de orbitales. Un orbital es una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. • reempe
- 18. Partículas fundamentales del átomo • Partículas fundamentales del átomo y sus características • Los átomos no son las partículas mas pequeñas que existen: Están formados por partículas mas pequeñas, llamadas partículas subatómicas: Distintas investigaciones llevaron al descubrimiento de tres partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones.
- 19. Numero atomico • NÚMERO ATÓMICO.- • El número atómico es el que determina la cantidad de protones existentes en el núcleo de un átomo determinado. • El número atómico es la magnitud que singulariza las propiedades químicas. • Los elementos se encuentran ordenados respecto al su numero atómico en la tabla periódica de los elementos y se representa con la letra Z. • • NUMERO ATOMICO DEL HIDROGENO………..Z=1 P.A.= 1.00797 • • • • • • •
- 20. • MASA ATOMICA.- • Indica la masa atómica de un átomo, expresada en unidades de masa atómica (umas). • Indica el número de partículas en la corteza de un átomo. Ejemplo la masa atómica del C12 con 6 neutrones = 12 • La masa atómica de un elemento es la medida ponderada de las masas atómicas de todos sus isótopos, es decir, es la suma de las masas de las partículas presentes en un átomo; protones y neutrones. Un mismo elemento químico puede tener varios isótopos y puede variar la masa del elemento. • Masas atómicas de varios elementos Carbono = 12.0107 Mercurio = 200.59 • Nitrógeno = 14.00674 • ISOTOPOS.- • Son átomos de un mismo elemento que difieren en su número de masa porque poseen diferentes números de neutrones. •
- 21. Isotopos del Carbono D El C12 TIENE 6 PROTONES Y 6 NEUTRONES El C13 TIENE 6 PROTONES Y 7 NEUTRONES El C14 TIENE 6 PROTONES Y 8 NEUTRONES
- 22. Modelo cuántico. Átomo Dirac_Jordan • Introducción. • Este modelo del átomo fue desarrollado principalmente por Edwin Schrodinger y Dirac -Jordan y se describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias. • Esta teoría se deriva de tres conceptos fundamentales: • 1.-Estados estacionarios de energía. Fueron definidos por Bohr y se refieren a cada uno de los niveles en donde se encuentra una determinada cantidad de electrones • 2.-Naturaleza dual de la masa. Louis de Broglie. Al igual que la luz, los electrones tienen características de partícula y de onda. • 3.-Principio de Incertidumbre de Heisemberg. " Es imposible conocer con exactitud perfecta los dos factores que gobiernan el movimiento del electrón: su posición y su velocidad". • Cada átomo se identifica por la cantidad de protones que tiene, de ahí su número atómico, pero además debe tener también la misma cantidad de electrones, ya que el átomo es neutro eléctricamente. • siguiente
- 23. Principios auxiliares • También ayudan los siguientes principios para la definición del modelo atómico actual. • Principio de exclusión de Pauli. • En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. • En un orbital no puede haber mas de dos electrones y estos deben tener spines opuestos o antiparalelos (+ ½, - ½) ya que los dos electrones ocupan el orbital tienen iguales los números cuanticos n, l y m. • Regla de Hund. • Es una regla empírica obtenida en el estudio de los espectros atómicos que dice: • Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, separados. • El átomo es mas estable, tiene menor energía, cuando tiene electrones desapareados (spines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (spines opuestos o antiparalelos).
- 25. H 1S
- 26. He 1S
- 27. Li 1S
- 28. Be 1S
- 29. B 1S
- 30. c 1S
- 31. N 1S
- 32. O 1S
- 33. F 1S
- 34. Ne 1S
- 35. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores) Aufbau
- 36. Finalmente la configuración queda de la siguiente manera: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 El orbital : S admite 2 electrones P admite 6 electrones d admite 10 electrones f admite 14 electrones Configuración electrónica 2
- 37. Obtener la configuración electrónica normal de Sc21 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 Ga31 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 Sn50 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 Rb37 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 ll LLenado Auf Bau
- 38. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 5p6 5d4 Ca (Z=20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Configuración electrónica 3 Cl (Z=17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Sn (Z=50) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 Cuales configuraciones son correctas y a que elemento pertenecen? 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 5p6 5d4 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d3
- 39. En química inorgánica el Kernel es una forma de simplificación de la configuración electrónica de un elemento sustituyendo los electrones anteriores a la capa de valencia por la configuración del gas anteriror mas cercano entre corchetes y seguido de los electrones restantes. Así por ejemplo la configuración del Litio Li (Z=3) sería: 1s2 2s1 El Helio (Z=2) es 1s2 , por lo que el kernel del Li sería el siguiente: [He] 2s1 Mg (Z=12): 1s2 2s2 2p6 3s2 Su kernel sería: [Ne] 3s2 Y (Z=39): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1 . Su kernel sería: [Kr]5s2 4d1 KERNEL
- 40. Tarea: a)Realiza las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos: Rb, Sc, Ga, Cu, K, S, P, Pb, Ga. Al, Br, b) Todas las preguntas correspondientes a modelos atómicos. c)Todas las preguntas correspondientes a Modelo actual y configuración electrónica
- 41. Configuración electrónica Kernel Los del grupo 2 terminan en configuración S2 Los del grupo terminan en configuración d1 tabla periódica … Los del grupo 12 terminan en configuración d10 un nivel menos que el S Los del grupo 13 terminan en configuración p1 … Los del grupo 18 terminan en configuración p6 Los del grupo 1 terminan en configuración S1
- 42. Configuración electrónica Kernel. Ejemplos Encontrar la configuración electrónica con Kernel de Ba [Xe] 6s2 Zr [Kr] 5s2 4d2 Ga [Ar] 4s2 3d10 4p1 I [Kr] 5s2 4d10 5p5 A partir del nivel 4 va un orbital d entre S y P El orbital s y p van de acuerdo a su nivel en la tabla El orbital d siempre lleva un nivel menos que el S anterior
- 44. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 I A VIII A 1 H II A IIIA IV A V A VI A VII A He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg III B IV B V B VI B VII B VIII B I B II B Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo 6 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu lantánidos 7 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr actínidos TABLA PERIODICA Y BLOQUES
- 46. Es el ultimo electrón que se acomoda en la configuración electrónica Mg12 1s2 2s2 2p6 3s2
- 47. S S P 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 Agregar flechas que indiquen cada Numero cuantico O 0 0 -1 0 1 valor de M 1 2 valor de N s 0 0 p 1 -1,-0,1 d 2 f 3 valor de L S
- 49. 1s1 n = 1 L = 0 m = 0 s =+1/2 s 0 0 p 1 -1,-0,1 d 2 f 3 Valor de L valor de M H
- 50. 1s2 n = 1 L = 0 m = 0 s =-1/2 H
- 51. Li 1s2 2s1 n = 2 L = 0 m = 0 s =+1/2
- 52. Be 1s2 2s2 n = 2 L= 0 m = 0 s =-1/2
- 53. B 1s2 2s2 2px1 n = 2 L = 1 m = -1 s =+1/2
- 54. C 1s2 2s2 2px1 2py1 n = 2 L= 1 m = 0 s =+1/2 .
- 55. N 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1 n = 2 L = 1 m = 1 s =+1/2 .
- 56. O 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 n = 2 L = 1 m = -1 s =-1/2 .
- 57. F 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1 n = 2 L = 1 m = 0 s =-1/2 .
- 58. N 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 n = 2 L = 1 m = 1 s =-1/2 .