MODELOS ATOMICOS.

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1 MODELOS ATOMICOS

2 9F Para un Átomo Si sabemos eso: En el exterior o corteza:
Electrones e- En el núcleo: Protones P+ Neutrones n0 Para los siguientes elementos indicar protones, electrones y neutrones. Na: Z=11 A=23 P: Z=15 A=31 Cl: Z=17 A=35 145 55Cs Sr+2 Numero Atómico (Z) Z = Protones. En un átomo neutro: Protones = Electrones 9F Numero másico (A) A=protones + neutrones 19F De aquí podemos obtener los neutrones A = p+ + n0 A - p+ = n0

3 Antecedentes Históricos
Max Planck Una haz de radiación electromagnética al iluminar una superficie metálica hace que el metal emita electrones, los cuales absorben energía necesaria para escapar del metal. Además de las propiedades ondulatorias, la luz podría considerarse que está formada de entes corpusculares. Estos se denominaron fotones y su energía se expresa Efotón = hv EFECTO FOTOELECTRICO La energía puede ser liberada o absorbida por los átomos en paquetes pequeños de energía. Estos son los denominados CUANTOS Según esto, la energía está cuantizada. La Física Clásica predominante en la época: Mecánica Newtoniana Teoría de Maxwell (electricidad, magnetismo y radiación electromagnética) Resuelve la problemática existente en torno a la emisión de luz por parte de algunos cuerpos oscuros al ser calentados.

4 Modelos Atómicos Evolución Histórica
J. Dalton (1803) Demócrito ( a.C.) Pensó que al dividir la materia existiría una partícula que no se podría dividir más, conservando las mismas propiedades originales. Esta diminuta partícula fue bautizada como ÁTOMO que significa “sin división” Toda la materia esta formada por átomos. Los átomos son partículas indivisibles e invisibles. Átomos de un mismo elemento son de la misma clase y tienen igual masa. Los átomos que conforman un compuesto están en relación de números enteros. Los cambios químicos son una combinación por separación o reordenamiento de los átomos.

5 Estableció que un átomo
J.J. Thomson (1897) Estableció que un átomo debe contener la misma cantidad de cargas positiva y negativas bautizando a estas últimas como electrones e- Determina que en un tubo de rayos catódicos el haz de luz emitido estaba constituido por cargas negativas Propone un átomo en forma de esfera con carga + en donde los electrones se encuentran incrustados en él.

6 E. RUTHERFORD (1911) RESULTADOS: CONCLUSIONES:
LANZAMIENTO DE PARTÍCULAS a (CON CARGA POSITIVA) SOBRE UNA LÁMINA FINA DE ORO Y RODEADA DE UN NEGATIVO FOTOGRÁFICO PARA EVIDENCIAR LOS IMPACTOS. LA MAYORÍA DE LAS PARTÍCULAS a TRASPASAN LA LÁMINA DE ORO. UNA MINORÍA SE VEN DESPLAZADAS. ALGUNA INCLUSO REBOTA HACIA ATRÁS. Sugirió que las cargas positivas se encontraban en una región muy pequeña, que llamó Núcleo y los electrones giran en torno a él. Plantea un modelo planetario o nuclear.

7 Permitiéndole al átomo ciertas energías.
El Átomo según N. Bohr (1913) Su éxito radica en explicar la emisión de luz o espectro de los átomos. Permitiéndole al átomo ciertas energías. El modelo desarrollado permitía explicar las frecuencias emitidas para átomos monoelectrónicos como H y He+

8 El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas, que corresponden cada una a una longitud de onda. Podemos analizar la radiación que absorbe un elemento (espectro de absorción) o la radiación que emite (espectro de emisión).

9 El e- posee ciertas orbitas para moverse, con energía definida.
Las ideas principales de Bohr que aún se consideran en el modelo actual: Los electrones existen en niveles discretos de energía. En el movimiento de un electrón de un nivel de energía a otro interviene energía. El e- posee ciertas orbitas para moverse, con energía definida. Al pasar de un nivel de menor energía a uno de mayor el e- absorbe energía. Por el contrario esta subpartícula emite energía en forma de luz.

10 ¿Cuál es el modelo actual?
Hipótesis de De Broglie ¿Cuál es el modelo actual? La materia(la luz) presenta aspectos ondulatorios y corpusculares. El electrón posee comportamiento ondulatorio, pues tiene masa y se mueve a cierta velocidad. Modelo Mecano Cuántico Y se explica gracias a los aportes de Dualidad Onda-Partícula. Principio de Incertidumbre. Ecuación de Onda de Schrodinger Dualidad onda-partícula

11 El Principio de Incertidumbre
“No se puede medir dos atributos de una partícula subatómica tales como la posición y la velocidad al mismo tiempo” El Principio de Incertidumbre HEISENBERG Cualquier medida de esta clase para el electrón tiene asociado una incertidumbre en el momento lo cual arroja problemas para la teoría de Bohr.

12 Schrödinger y su gran aporte
Esta es la expresión matemática que describe probabilísticamente el comportamiento del electrón (expresión elevada al cuadrado). Schrödinger concebía la expresión como un tipo de función onda (orbital) que corresponde a la distribución de densidad electrónica.

13 Estos son los subniveles que se identifican con las letras s, p, d, f
Con esto queda establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo, sino que lo hacen en orbitales. Existen ciertas funciones de onda para cada nivel energético, y en átomos multielectrónicos se tienen distintas energías. Estos son los subniveles que se identifican con las letras s, p, d, f El átomo según esta teoría.

14 Características del Modelo Mecano Cuántico
El modelo es esencialmente un modelo matemático. La ubicación de las partículas sub-atómicas de los modelos anteriores se mantiene. El electrón tiene un doble comportamiento: dualidad onda-partícula. Regido por el Principio de Incertidumbre, que plantea que es imposible determinar la posición y la velocidad (momentun) del electrón. Por lo tanto los electrones se ubican en niveles de Probabilidad denominados Orbitales (ecuaciones de Onda)

15 Aporte del Modelo Mecano Cuántico
A la fecha, el aporte ha sido inmenso Ingeniería: Desarrollo de Nuevos Materiales Medicina: Instrumentos, fármacos, etc. Electrónica: Desde el transistor al chip Conocimiento del Universo: Predicción en el movimiento de las partículas en el universo, big bang. Etc…etc…

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17 p tres tipos (px, py, pz) que acogen máximo 6 electrones.
Orbitales d cinco tipos, acogen máximo 10 electrones. f siete tipos, acogen máximo 14 electrones. p tres tipos (px, py, pz) que acogen máximo 6 electrones. S un tipo y puede acoger máximo 2 electrones. Corresponden a regiones en el espacio cercanas al núcleo en donde existe una al probabilidad de hallar uno o más electrones.

18 Los orbitales g y h son unos orbitales por encima del orbital f (el típico de los elementos de transición interna), es decir que el electrón que se encuentre en el g tendrá más energía que el del f. Elementos donde en su estado fundamental (los electrones en los orbitales más bajos posible) se encuentre el orbital g no se han descubierto aún (serían a partir del 121 si los modelos teóricos no están equivocados).  Los orbitales h son aún más energéticos y se encontrarían en elementos con número atómico mucho mayor. 

19 Números Cuánticos La solución en dicha ecuación de onda (planteada por Schrödinger) permite describir los orbitales, por ende la distribución de los electrones. Nº Cuántico Principal (n) Nº Cuántico secundario azimutal o angular (l) Nº Cuántico magnético (ml) Nº Cuántico spin (s)

20 n l ml S

21 ¿Qué pasa si n= 3? Y si n= 2 n l ml s Y con esto? 3p 4s 5d
Ejercicios ¿Qué pasa si n= 3? Y si n= 2 n l ml s Y con esto? 3p 4s 5d

22 Configuración Electrónica:
¿ Cómo están distribuidos los electrones de un átomo entre sus niveles energéticos? Configuración Electrónica: Distribución de electrones de un átomo a través de los diferentes niveles y subniveles.

23 Principios de Construcción
3. Principio de máxima multiplicidad de Hund En orbitales de la misma energía(degenerados), los electrones entran de a uno, ocupando cada orbital hasta donde sea posible. “Cuando se alcanza el semillenado los electrones se ubican con espín contrario” Principio de Mínima Energía. Los electrones se ubican primero en los orbitales(en su respectivo nivel) de mas baja energía. Aquellos con mayor energía serán ocupados si los de menor energía han sido completados. 2. Principio de exclusión de Pauli Los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo y siempre con sus espines contrarios . “En un átomo no pueden existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos ”

24 Diagrama de Orbitales Atómicos
Si tenemos un átomo con Z = 7 ¿Qué significa? 1º Si está neutro significa que tiene 7 electrones. 2º Se deben distribuir dentro los distintos niveles y subniveles. Todo esto siguiendo los principios de construcción: 1s2 2s2 2p3 Orden para llenar los orbitales según la Regla Diagonal: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 Determinar la configuración electrónica de los siguientes elementos: 6C S Ar 12Mg N Kr Ejercicios

25 Resolución de Preguntas sobre lo estudiado

26 Indicar a cuál modelo atómico corresponde cada enunciado
Concepto – Idea – elemento del diseño experimental Modelo de … Electrones girando en torno al núcleo como lo hacen los planetas en torno al sol Fue necesario bombardear átomos de oro con partículas alfa Aplica al principio de Incertidumbre o Principio de Heisemberg La desviación del haz luminoso en el tubo de rayos catódicos indicó que… Electrones ubicados en Niveles de Energía cuantificada Su defecto era que los electrones chocarían con el núcleo del átomo Cada átomo puede unirse a otros átomos en relación de números enteros Modelo del budín de pasas Los electrones tienen la capacidad de saltar de un nivel de energía a otro Electrones ocupando niveles de probabilidad u orbitales Establece por primera vez que en el núcleo del átomo hay protones y neutrones El modelo esta basado en la teoría cuántica de Plank, Dualidad onda- partícula -Principio de incertidumbre.

27 Identificar cada Modelo Atómico

28 Existen maneras de representar la Configuración Electrónica:
Se simboliza el orbital o subnivel con un casillero y los electrones con F s 2 s px py pz c. Diagrama de orbitales. b. Global Externa. Esta se conoce como configuración abreviada y usa el gas noble menor más cercano a la configuración del elemento. Ej: 17Cl 1s22s22p63s23p5 [Ne]3s23p5 a. Global. Los electrones se distribuyen en los distintos niveles y subniveles, siguiendo el principio de mínima energía. Ej: 20Ca [He]=2 e- [Ne]=10 e- [Ar]=18 e- [Kr]=36 e- [Xe]=54 e- [Rn]=86 e-

29 Selección Múltiple 1.- “Según la desviación de las partículas alfa al chocar con la lámina de oro, pudo identificar la ubicación de las partículas sub atómicas”… Lo anterior corresponde al análisis de los resultados del diseño experimental de: Heisenberg C. Rutherford Dalton D. Thomson 2.- Los modelos atómicos que confirman la posición externa de los electrones girando en torno a un núcleo con protones y neutrones son los modelos de: Thomson – Rutherford – Bohr Mecano cuántico – Dalton –Thompson Rutherford – Bohr – Mecano cuántico Sólo el Modelo Mecano cuántico

30 Ejercicios 1.- Describa los 4 números cuánticos para el electrón 5dz21
2.- Determine el número de orbitales d ocupados en el Ru3+ y Ru4+ 3.- Determine al catión divalente y el número de electrones totales, si éste presenta la configuración electrónica siguiente: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10 4.- Calcule el número total de orbitales p que contiene la configuración electrónica del polonio, 5.- Calcule el número total de orbitales ocupados cuyo valor de n=4 y determine el total de electrones contenidos en ellos, para la especie Eu3+ (Z=63).