INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL QUIMICA BASICA VIERNES

INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA MECANICA Y ELECTRICA UNIDAD AZCAPOTZALCO


NOMBRE DE LA MATERIA: QUIMICA BASICA


NOMBRE DEL PROFESOR GERARDO AARON MAYA GOMEZ


NOMBRE DEL ALUMNO: NAVA SOSA OMAR ALDAIR


GRUPO: 1MM1


TURNO: MATUTINO










UNIDAD-. 1 ESTRUCTURA ATOMICA
1.1 ANTECEDENTES HISTORICOS
1.1.1 MODELO ATOMICO DE BORH

En 1913 Bohr publicó unaexplicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno. Basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había elaborado una teoría sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso que el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos.
Bohr establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. Estas órbitassonestacionarias, en ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del electrón equilibra exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.
El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen, respectivamente, unaemisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de luz).

 
Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no poder explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están basadas en la mecánica cuántica, que el propio Bohrcontribuyó a desarrollar.
Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno. Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras queempezaban en la "K" y terminaban en la "Q".Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y denuevo volver a su órbita de origen. 

1.1.2 MODELO ATOMICO CUANTICO
La teoría de Bohr explicaba muy bien lo que sucedía con el átomo de hidrógeno, pero se presentó inadecuada para esclarecer los espectros atómicos de otros átomos con dos o más electrones. La naturaleza dualistica onda-partícula pasó a ser aceptada universalmente. En 1924, Louis de Broglie sugirió que los electrones hasta entoncesconsiderados partículas típicas, poseerían propiedades semejantes a las ondas. A todo electrón en movimiento está asociada una onda característica.







1.2 CONFIGURACION ELECTRONICA
1.2.1 SIGNIFICADO Y VALORES DE LOS NUMEROS CUANTICOS
Hay cuatro números cuánticos:
Numero cuántico principal (n): mide la distancia núcleo electrón (indica el nivel dondese encuentra el ultimo electrón)
Numero cuántico angular ( l ): determina la zona donde se encuentra el electrón puede ir desde 0 hasta n -1. Anteriormente conocíamos según bohr como orbital (s,p,d,f)
Numero cuantico magnético (m): determina la orientación del orbital en el espacio dependen del numero cuantico l y van desde -1 hasta el 1 pasando por 0.
De esta manera de si l = 1 según borhtendríamos 3 orbitales permitidos según el modelo cuantico m= -1, 0, 1 que representan Px, Py, Pz.
Numero cuantico spin (s): determina el sentido degiro del electron, solo adquiere 2 valores +1/2 o -1/2. Es importante que este numero no puede adquirir otro numero ni otro electron con el mismo valor ya que se repelerían unos a otros y el atomo seria inestable
Numero atomico (z): es el numero de protones...