power estructura atomica 2020

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MODELO ATÓMICO DE THOMSON 
 Considera al átomo como una esfera homogénea 
cargada positivamente en la que se encuentran 
incrustadas las cargas negativas o electrones, los 
cuales permanecen en reposo dentro del átomo. 
 
 El átomo es eléctricamente neutro porque las 
cargas negativas de los electrones equivalen a la 
positiva de la esfera. 
 
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 
 Investigó la dispersión de las partículas α 
cargadas positivamente y dotadas de una gran 
energía cinética proveniente de una sustancia 
radiactiva, cuando éstas incidían y atravesaban 
una lámina delgada de oro, detrás de la cual se 
había colocado una pantalla cubierta de sulfuro 
de zinc. 
 Detectó el choque de cada partícula en distintas 
partes de la pantalla. 
 Conclusión: la mayoría de las partículas 
atravesaban la lámina sin desviarse, solo algunas 
se desviaban y muy pocas rebotaban en la misma 
dirección en la que venían. 
 
L 
Á 
M 
I 
N 
A 
 
D 
E 
 
O 
R 
O 
 
S 
U 
L 
F 
U 
R 
O 
 
D 
E 
 
Z 
I 
N 
C 
 
 
 
MODELO ATÓMICO DE BOHR 
 Los electrones giran alrededor del núcleo a 
grandes velocidades y que estos electrones no se 
disponen azarosamente alrededor del núcleo sino 
que se disponen en órbitas circulares que 
determinan diferentes niveles de energía. 
POSTULADOS DE BOHR: 
 Los electrones giran alrededor del núcleo en 
órbitas circulares que se denominan niveles de 
energía. 
 Los niveles de energía, capas u órbitas se 
denominan utilizando números naturales: 1, 2, 3 
etc. Estos niveles corresponden al número 
cuántico principal “n”. 
 El nivel de menor energía es el que se encuentra 
más cercano al núcleo y se designa con el número 
1, el siguiente con el 2 y así sucesivamente hasta 
llegar al 7, aumentado la energía de las órbitas a 
medida que nos alejamos del núcleo. 
 
 La diferencia de energía entre un nivel y el 
siguiente va disminuyendo a medida que aumenta 
el valor de n. 
 Cuando los electrones se encuentran girando en 
dichos niveles no emiten energía, por lo que 
reciben el nombre de niveles estacionarios. 
 Si el electrón se encuentra girando en la órbita 
más cercana al núcleo decimos que se encuentra 
en su estado más estable denominado estado 
fundamental. 
 Para que un electrón pasa de un estado de menor 
energía a otro de mayor energía es necesario 
aportarle energía desde el exterior. Si ocurre el 
proceso inverso, es decir, si el electrón salta de 
un nivel de mayor energía a otro de menor 
energía, emite la energía sobrante en forma de 
radiación. 
 
 No puede existir un número arbitrario de 
electrones en cada nivel, sino que existe un 
número máximo de electrones en cada nivel, 
número que está dado por: 2n 2. 
 
MODELO ATÓMICO ACTUAL 
 Los electrones además de girar en órbitas 
circulares, también se mueven en órbitas 
elípticas. 
 A excepción del primer nivel, los demás niveles 
están formados por varios subniveles. 
 El número de subniveles de cada nivel energético 
es igual al número cuántico principal (n)de dicho 
nivel. 
 Para n=1  un solo subnivel. 
 Para n=2 dos subniveles. 
 Para n=3 tres subniveles. 
 Para n= 4  cuatro subniveles. 
 
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES 
subnivel Cantidad 
de 
orbitales 
Cantidad 
de 
electrones 
s 1 2 
p 3 6 
d 5 10 
f 7 14 
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG 
No se puede conocer con exactitud y 
en forma simultánea la velocidad y la 
posición de una partícula en 
movimiento. 
VELOCIDAD POSICIÓN 
NÚMERO ATÓMICO (Z): Representa al número de protones que tiene 
un átomo en su núcleo. Debido a que el número de protones es igual al 
número de electrones en un átomo neutro, podemos decir que: 
N°atómico = Z= n° de protones= n° de electrones 
NÚMERO MÁSICO(A): Representa a la masa del átomo que está 
representada fundamentalmente por su núcleo y proviene de los 
protones y neutrones presentes en el mismo. 
N° másico= A= n° de protones + n° de neutrones 
 X 
A 
Z 
superíndice 
subíndice 
Z= p+ = e- 
A= p+ + no 
no= A-Z 
EJEMPLO: 
 El aluminio tiene 13 protones y 14 neutrones. Por 
lo tanto podemos afirmar que: 
 A= 27 p+ + no 
 Z= 13 
 
ISÓTOPOS 
 Son aquellos átomos de un mismo elemento que 
poseen el mismo número atómico (Z) y distinto 
número másico (A). Es decir, la diferencia entre 
ellos se encuentra en su número de neutrones. 
 Por ejemplo : Los isótopos del hidrógeno son tres 
1
1 H 
 
2
1 H 
 
3
1 H 
 
MASA ATÓMICA PROMEDIO (M.A.P) 
 Es el promedio de las masas isotópicas que hay 
en la naturaleza. 
M.A.P= (% de abundancia x m isót 1) + (% de abundancia x m isót 2) + .. 
 
100 
EJEMPLO: 
 1. El hidrógeno presenta tres isótopos a saber: 11 
H que se halla en la naturaleza en un 99,20 %, el 
2
1 H en un 0,79% y el 31 H en un 0, 000000001%. 
Calcule la M.A.P. 
 2. En la naturaleza el litio presenta dos isótopos: 
6Li (con una masa atómica de 6,01513 u.m.a) y 7Li 
(con una masa atómica de 7.01601 u.m.a). La masa 
atómica promedio es de 6,94. Calcule la 
composición porcentual de cada uno de los 
isótopos. 
 
ORBITALES ATÓMICOS 
 Indican la zona alrededor del núcleo que es más 
probable encontrar un electrón. 
 Tienen formas características dependiendo del 
subnivel energético en el que se encuentran. 
Orbitales d y f tienen formas más complejas 
NÚMEROS CUÁNTICOS 
 Se utilizan para describir la ubicación de los 
electrones en los orbitales disponibles y la 
energía relativa de cada uno de ellos 
TIPOS DE NÚMEROS CUÁNTICOS 
PRINCIPAL 
AZIMUTAL 
MAGNÉTICO 
DE SPIN 
N° cuántico principal: Se representa con la letra n , y 
sólo puede tomar valores enteros (distintos de cero) 
desde el 1. 
n=1,2,3,4,5,6,7 
►Permite designar el número de nivel de energía. 
Por ejemplo , un átomo cuyo n=1 , corresponde al primer 
nivel energético . 
►Es una medida del tamaño del orbital, de manera que 
mientras mayor es el valor de n, mayor es el tamaño del 
orbital. 
 
N° cuántico secundario o azimutal: Se representa con 
la letra l . Indica el subnivel de energía dentro de 
cada nivel y describe la forma de cada orbital. 
►Su valor depende de n y varía entre 0 y n-1. Cada 
número designa una letra y por lo tanto un tipo de forma 
de orbital 
►Cada subnivel posee una capacidad máxima de 
electrones: el s acepta 2 electrones, el p acepta 6, el d a 
10 y el f a 14 electrones. 
 
l Nombre del orbital 
0 s 
1 p 
2 d 
3 f 
N° cuántico magnético: Se representa como ml. 
Describe la orientación de los orbitales dentro de un 
mismo subnivel. Puede adquirir valores enteros entre 
el l y –l, incluyendo al cero. 
ml= -l,0, +l 
►El valor del número cuántico secundario limita los 
valores que puede tomar el número magnético. 
 
N° cuántico de spin: Se representa como ms. 
Describe el sentido de rotación de un electrón en su 
respectivo orbital. Solo son posibles dos sentidos de 
giro o spin: en sentido de las agujas del reloj o en 
sentido contrario a ellas. 
►Puede adquirir dos valores posibles: +1/2 y -1/2- 
CONCLUSIONES : 
 Los niveles están constituidos por uno o más 
subniveles. 
 Cada subnivel consta de uno o más orbitales 
atómicos. 
 Cada orbital puede contener un máximo de dos 
electrones que debería tener spin opuesto. 
RESUMIENDO: 
 Nos permiten conocer: 
 El nivel y subnivel de energía en el que se halla 
el electrón. 
 Cuál es la zona donde es más probable 
encontrarlo , lo que otorga la forma del orbital. 
 El sentido de giro sobre su eje 
 
 
DOS ELECTRONES QUE SE ENCUENTRA EN UN MISMO 
ÁTOMO NO PUEDEN TENER LOS CUATRO NÚMEROS 
CUÁNTICOS IGUALES, DEBEN DIFERENCIARSE EN AL 
MENOS UNO DE ELLOS. 
 
Principio de exclusión de Pauli 
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 
 Se utiliza para referir al número de electrones 
que posee un átomo y su distribución alrededor 
del núcleo en niveles y subniveles. 
TIPOS DE CONFIGURACIONES 
Diagramas de orbitales 
Representación spdf 
Representación sdpfabreviada 
DIAGRAMAS DE ORBITALES 
 Utiliza los llamados casilleros cuánticos. Cada 
cuadrado representa a un orbital y cada flecha a 
un electrón. 
Por ejemplo: la configuración electrónica del 
carbono z=6 , queda de la siguiente forma 
Energía creciente 
Regla de Hund: un orbital no debe completarse hasta 
que no haya un electrón en todos los orbitales del 
subnivel correspondiente 
REPRESENTACIÓN SPDF 
 Se coloca primero el nivel de energía seguido de 
la letra que representa el orbital y como 
superíndice a la derecha el número de electrones 
en dicho orbital. 
 
 
 1s1 
Número de electrones 
subnivel 
nivel 
 Para desarrollar las configuraciones utilizaremos 
el orden de llenado de Aufbau 
REPRESENTACIÓN SPFF ABREVIADA 
 Incluye en su representación la notación del gas 
noble que se ubica antes del elemento a 
representar en la tabla periódica y solo se 
distribuyen los electrones más externos 
(electrones de valencia) 
 
Estado fundamental, excitacio y iónico 
Catión sodio 
 Los no metales tienen tendencia a aceptar 
electrones y formas aniones. Por ejemplo el cloro 
cuyo Z=17, puede aceptar un electrón y 
convertirse en el anión cloruro.