QUIMICA

El modelo de Dalton
Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadasleyes clásicasde la Química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entresí en cada elemento químico.
Modelo de Thomson
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. De estedescubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
Modelo de Rutherford
Demostró que losátomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con loselectrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente
Modelo de Bohr
Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de loselementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

Modelo Cuantico
Determina lalocalización de los electrones en orbitales en torno al núcleo. Define el nivel del orbital, su forma geométrica, y su orientación en el espacio tridimensional.

Nombres de los números cuánticos“ n “ = número cuántico principal(Representa los niveles de energía)
“ l “ = número cuántico secundario(Representa formas geométricas de las orbitales)
“ m “ = número cuánticomagnético(Representa la orientación en el espacio de estos orbitales)
“ s” = sentido de su giro (sobre su propio eje)(Representa el sentido de giro del electron sobre su propio eje)