teorias atomicas

1. ESTRUCTURA ATOMICA

11. Átomo de Hidrógeno y Helio según Thomson

16. MODELO DE RUTHERFORD. El modelo propuesto por Rutherford considera el átomo como una esfera con un gran espacio desocupado y en el centro se encuentra un núcleo diminuto y extremadamente denso que contiene toda la carga positiva del átomo y casi toda su masa. Los electrones se encuentran distribuidos ampliamente en el espacio restante.

17. Invalidación del modelo de Thomson en base a la experiencia de Rutherford.

20. El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En espectros realizados a otros átomos se observó que los electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal . La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles . En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas. Todavía Chadwick no había descubierto los neutrones, por eso en el núcleo sólo se representan, en rojo, los protones.

21. Se inicia con los estudios del físico francés Luis De Broglie (Premio Nobel de Física, 1929). Según De Broglie, una partícula con cierta cantidad de movimiento se comporta como una onda. En tal sentido, el electrón tiene un comportamiento dual de onda y corpúsculo, pues tiene masa y se mueve a velocidades elevadas. Esta propuesta constituyó la base de la " MECÁNICA CUÁNTICA ". A consecuencia de este comportamiento dual de los electrones (onda y partícula), surgió el principio enunciado por WERNER HEISENBERG, conocido también como " PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE ", que dice: "Es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón . "

22. E s la región del espacio en la cual existe mayor probabilidad de encontrar al electrón (debido a su comportamiento como onda, es difícil conocer en forma simultánea su posición exacta y su velocidad), por lo tanto, sólo existe la probabilidad de encontrarlo en cierto momento y en una región dada en el átomo. Representación de un orbital donde se encuentra al electrón. En ellos existe un 90-99% de probabilidad de encontrar al electrón. En la figura se representa un ORBITAL "s"

31. Isótopos del Hidrógeno

35. 10 d 6 p 14 10 6 14 10 6 p d f p d f 2 s 18 6 2 s 32 5 2 s 32 4 Max de e - subnivel Max de e - Nivel

45. Designación de subniveles para los cuatro primeros niveles principales : Capacidad electrónica de los niveles y orbitales: 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2p 2s 1s Subniveles 0 1 2 3 0 1 2 1 0 0 l 4 3 2 1 n 32 18 8 2 Total de electrones 2 6 10 14 2 6 10 2 6 2 Nº máx. de electrones 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Subniveles 4 3 2 1 n

51. Orden de llenado de los subniveles atómicos de un átomo polielectrólito

55. Z 1s 2s 2p x 2p y 2p z Símbolo H 1  1s 1 He 2  1s 2 Li 3   1s 2 2s 1 Be 4   1s 2 2s 2 B 5    1s 2 2s 2 2p 1 C 6     1s 2 2s 2 2p 2 N 7      1s 2 2s 2 2p 3 O 8      1s 2 2s 2 2p 4 F 9      1s 2 2s 2 2p 5 Ne 10      1s 2 2s 2 2p 6

57. Ejemplos: 1) Si n = 1 l = n -1  l = 0 m l = + l a - l , pasando por 0  m l = 0 En el nivel electrónico más cercano al núcleo, hay solo un tipo de orbital l, ya que l tiene solo un valor y hay solo un orbital de este tipo, ya que m l solo tiene un valor. Si l = 0 se trata de un orbital s y sólo puede haber un orbital s en cada nivel electrónico.

58. 2) Si n = 2 l = n -1  l = 0, 1 m l = + l a - l , pasando por 0  m l = -1, 0, 1 l toma dos valores por lo tanto hay dos tipos de orbitales en el segundo nivel, uno es el orbital 2 s ( n =2 y l =0) y el otro es el orbital 2p ( n =2 y l =1). Como m l toma tres valores entonces hay tres orbitales p . Si l = 1 se trata de orbitales p y siempre son tres.

59. 3) Si n = 3 l = n -1  l = 0, 1, 2 m l = + l a - l , pasando por 0  m l = -2, -1, 0, 1, 2 l toma tres valores por lo tanto hay tres tipos de orbitales en el tercer nivel, uno es el orbital 3 s ( n =3 y l =0), el otro es el orbital 3 p ( n =3 y l =1) y el tercero es el orbital 3 d ( n =3 y l =2). Como m l toma cinco valores entonces hay cinco orbitales d . Si l = 2 se trata de orbitales d y siempre son cinco.