BLOQUE III Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones

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1 BLOQUE III Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones

2 BLOQUE III Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones
¿Qué es un modelo atómico? Representación estructural de un átomo, cuyo fin es explicar sus propiedades y funcionamiento.

3 BLOQUE III Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones
Demócrito y Leucipo (Siglo IV-VI a.c) MATERIA=ATOMO=INDIVISIBLE

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John Dalton. Ley de las proporciones múltiples (1803) La materia esta constituidas por diminutas partículas llamadas átomos. Representa al átomo como una esfera. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos (masa y propiedades)

5 BLOQUE III Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones
Los diferentes elementos están formados por una variedad de átomos Los átomos de los elementos se combinan para formar compuestos

6 BLOQUE III Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones
Las reacciones químicas indican reacomodamiento de átomos, ningún átomo se crea, se destruye o se descompone en una reacción química.

7 BLOQUE III Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones
Joseph J. Thomson. El electrón y el modelo atómico Estudiando el comportamiento de los rayos catódicos descubrió que los átomos tenían partículas subatómicas con carga eléctrica negativa y muy poca masa a los que bautizo como electrones.

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En 1989 Thomson propuso su modelo atómico PASTEL O PUDIN CON PASAS “EL ATOMO ESTA FORMADO POR UNAS PARTICULAS CON CARGA NEGATIVA (ELECTRONES) INCRUSTADOS EN UNA ESFERA DE CARGA POSITIVA” Con su modelo demostró la existencia del electrón y la neutralidad global del átomo ya que las cargas positivas contrarrestaban las cargas negativas de los electrones.

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Ernest Rutherford. El modelo atómico.(1911) Demostró que el átomo poseía un núcleo central bombardeando con partículas alfa una finísima lamina de oro y en un detector fluorescente de sulfuro de zinc recogió el impacto.

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Con esto observo que: El átomo es en gran parte espacio vacio y en el centro al que llamo Núcleo, se encuentra casi toda la masa con carga positiva. Puesto que el átomo es eléctricamente neutro, los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo y ocupan la mayor parte del volumen del átomo.

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A través de este modelo Rutherford, propuso la existencia de dos cargas: protones y electrones

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James Chadwick (1932). El neutrón Bombardeo átomos de boro con partículas alfa y a partir del incremento en masa del nuevo núcleo calculo que la partícula añadida al boro tenia una masa igual mas o menos igual a protón. Sin embargo la partícula no poda detectarse, Chadwic decidió que la explicación debía ser que la partícula no poseía carga.

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En 1932 Chadwic llego a la conclusión de que había descubierto una partícula nueva, que tenia aproximadamente la masa del protón pero sin carga(electricamente neutra), de esta forma descubrió el neutrón

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Niels Bohr. Numero cuántico “n”

15 BLOQUE III Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones
Los electrones se encuentran girando en orbitas estacionarias sin emitir energía. Cuando a un átomo se le aplica energía (estado excitado) sus electrones brincan de una orbita de menor energía a una de mayor energía, absorbiéndola. Cuando el electrón regresa a su orbita estacionaria (estado de energía basal) emite la energía que absorbió en forma de radiaciones electromagnéticas.

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Bohr planteaba la existencia de niveles energéticos donde se encontraba el electrón, los cuales solo podían tener cierta cantidad de especifica de energía cuantizada. Bohr logro explicar la importancia de los niveles de energía que posteriormente recibieron el nombre de numero cuántico principal n. este numero especifica la orbita del electrón y su energía tomando valores desde n=1, 2, 3, 4 hasta el infinito. Bohr propuso que en cada nivel de energía podía estar un numero limitado de electrones. El numero máximo de electrones en un nivel de energía se obtiene a partir de la formula. 2n2

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Arnold Sommerfeld. Numero cuantico l Propuso una corrección y dijo que las orbitas además de circulares podían ser elípticas y en donde al principio se mostraba un único nivel había varios subniveles correspondiente a orbitas ligeramente diferentes. Sommerfeld propuso un numero cuántico l que determinaba un numero mayor de orbitas diferentes. Las orbitas elípticas podían tener diferentes orientaciones en el espacio. Lo que hacia introducir otro numero cuántico llamado cuántico magnético. Que serviría para caracterizar cada orientación espacial.

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Werner Heisenberg. Principio de incertidumbre. Establece que es imposible determinar simultáneamente y con exactitud la posición y velocidad del electrón. (podrían tratarse como modelos ondulatorios).

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Al suponer que el electrón se puede describir como una onda, mediante la ecuación de schrodinger puede calcularse. De estas variables de las funciones de onda se denominan números cuánticos.

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Los números cuánticos describen el tamaño, la forma, orientación en el espacio de los orbitales en un átomo. Numero cuántico principal Numero cuántico secundario Numero cuántico magnético Numero cuántico espin

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Numero cuántico principal. “n“ Es una medida del tamaño del orbital y puede tener cualquier valor desde 1 hasta el infinito. Mientras mas grande sea el valor de n mayor será su orbita.

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Numero cuántico secundario “l” Describe la forma del orbital atómico. l=n-1 Cuando: n-1, entonces l=1-1=0 n-2 n-3 n-4

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Numero cuántico magnético. “m” Determina la orientación espacial del orbital, puede tomar valores positivos y negativos incluso el 0. m=2l+1

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Numero cuántico de espin. “s” Significa giro y determina el sentido del giro del electrón sobre si mismo.

26 BLOQUE III Explicas el modelo atómico actual y sus aplicaciones
De la ecuación de schrodinger se obtiene cuatro tipos de orbitales diferentes. S P D F Los orbitales pueden contener un numero determinado de electrones. Subniveles de energía Numero de orbitales Numero total de electrones s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7 14

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