TEORIA ATOMICA

Modelos atómicos
Dalton
atomismo
Thompson
modelo sólido
Rutherford
modelo
planetario
Borh
modelo
estacionario
Sommerfeld
órbitas

Modelo
probabilístico
Edad contemporánea
- Max Planck: Teoríacuántica
- Heisenberg: Ppio.
incertidumbre
- Debroglie:Dualismo ondapartícula
- Schrodinger: Ecuación de
onda

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
NUCLEO
CORTEZA
protones
y
neutrones

niveles
subniveles
orbitaleselectrones

PROPIEDADES DE LAS
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES
PARTÍCULA
CARGA
Protón
+1
Neutrón
0
Electrón
-1

MASA

1
1
0

Conceptos varios
Numero atómico (Z) :
“número de protones en el núcleo”
Masa atómica(A ) :
“ Suma de protones y neutrones”
Ionización :
“proceso en el cual los átomos ganan
o
pierden electrones”

Ejemplos
Na
Ca
Br + e
S
+ 2e
2Na

+ Cl

Na+ + e
Ca+2 + 2e
BrS -2
2

2 Na+Cl

-Especies químicas y partículas
Especie
(Z)
(e)
Co
27
27
Co+2
27
Co+3
27
N
7
N-3
7
10

(A)

(p)

(n)

59

27

32

59
27
59
27
14
7
14
7

32
32
7
7

25
24
7

Regiones electrónicas
Nivel Región de energíadefinida
respecto al núcleo
Subnivel – Zonas de menor energía
dentro de un nivel

Principal (n) :
( Borh )
- Nivel principal de energía
- valores : 1,2,3,4,5,6,7....
- número de subniveles = n
-orbitales por nivel = n2
- electrones por nivel = 2n2

Ejemplo

n
subniv
( 2n2 )
1
1
2
2
3
3
4
4

orbit (n2)
1
4
9
16

e2
8
18
32

Secundario ( ℓ )

-

subnivel de energía
valores: 0,1,2,....,n-1
nuncaes igual a “n”
orbitales por subnivel = 2l + 1
valor
subnivel orbitales
electrones
l=0
s
1
2
1
p
3
6

Magnético ( m )
- orientación magnética de
orbitales
- cada valor representa un
orbital
- valores: toma todos los
valores
positivos y negativos de ℓ
m = - ℓ.....0........+ ℓ

Rotacional o spín ( s )
Movimiento rotacional del
electrón
Independiente de los otros
números

s = +1/2

s = -1/2Números cuánticos
Principal
n
Secundario ℓ
Magnético
m
Rotacional
s

Principios fundamentales
Exclusión ( Pauli )
“En un átomo no pueden haber dos
electrones con la misma energía”
Ejm : n=1 ,
l=0 ,
m=0...