Modelo de Dalton.

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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.

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Modelo de Dalton.

• Los átomos, al combinarse para formar compuestos
  guardan relaciones de números enteros simples
  11, 21, 13.
• 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.

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Masa del electrón El molino gira
carga del electrón - Las partículas se desvían
hacia el Ánodo
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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.

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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.

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99 vacio hueco
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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.

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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.

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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).

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• 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) n1 por lo que 2n2 2(1)22 en L
n2 2n2 2(2)28 , etc. De tal manera que la
capacidad electrónica por nivel es K L
M N O P Q 2 8 18 32 32 18
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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. Abs
orbe 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
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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

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PARTICULAS FUNDAMENTALES DEL ATOMO
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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.

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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..Z1 P.A.
  1.00797
•  
•  
•  
•  
•  
•  
•  

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• 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.

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Modelo cuántico. ÁtomoDirac_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
•  

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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).

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DIBUJO MODELO DIRAC_JORDAN
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
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Aufbau
Para encontrar la distribución electrónica se
escriben las notaciones en forma diagonal desde
arriba hacia abajo y de derecha a izquierda
(seguir colores)
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
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Configuración electrónica 2
El orbital S admite 2 electrones P admite 6
electrones d admite 10 electrones f admite 14
electrones
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
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1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
llLLenado Auf Bau
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
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Configuración electrónica 3
Ca (Z20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Cl (Z17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Sn (Z50)
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 3d5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 5p6 5d4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 5p6 5d4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d3
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
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KERNEL
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 (Z3) sería 1s2 2s1 El Helio (Z2)
es 1s2, por lo que el kernel del Li sería el
siguiente He 2s1 Mg (Z12) 1s2 2s2 2p6 3s2
Su kernel sería Ne 3s2 Y (Z39)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1 . Su
kernel sería Kr5s2 4d1
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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
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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
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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
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TABLA PERIODICA Y BLOQUES
  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 lantánidos lantánidos  
7 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr actínidos actínidos actínidos  
S
p
d
f
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Es el ultimo electrón que se acomoda en la
configuración electrónica
Mg12
1s2 2s2 2p6 3s2
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