Tepria atómica

1. Teorias Atómicas
PROF. RAMÓN MONREAL VERA ROMERO
COLEGIO DE CIENCIAS Y HUMANIDADES PLANTEL ORIENTE
UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

2. Teoria atómica de Daltón

3. Antecedentes
Antoine-Laurent de Lavoisier
 Protagonista principales de la revolución científica que condujo a la
consolidación de la química, por lo que es considerado el fundador de la
química moderna.
 Las investigaciones de Lavoisier incluyeron de los primeros experimentos
químicos de estequiometría. Donde pesaba cuidadosamente los reactivos y
productos de una reacción química en un recipiente de vidrio sellado, siendo
crucial en el avance de la química. Demostró que en una reacción, la cantidad
de materia siempre es la misma al final y al comienzo. Estableciendo la ley de
conservación de la materia. Lavoisier también investigó la composición del
agua y denominó a sus componentes oxígeno e hidrógeno.

4. Antecedentes
Antoine-Laurent de Lavoisier
Entre los experimentos más importantes de Lavoisier fue examinar la naturaleza de la
combustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de una
sustancia con oxígeno, refutando la teoría del flogisto. También reveló el papel del oxígeno en
la respiración de los animales y las plantas.
Elaboró una teoría de la formación de compuestos a partir de los elementos y consideraciones
generales sobre la naturaleza de los ácidos.
Lavoisier, junto con L. B. Guyton de Morveau, Claude Louis Berthollet, y Antoine-François
de Fourcroy, presentaron una nueva nomenclatura a la Academia en 1787, porque no había
prácticamente un sistema de nomenclatura química racional en ese momento. El nuevo
sistema fue atado indisolublemente a la nueva teoría del oxígeno de Lavoisier de la química.
Se aceptaron 55 sustancias que no pueden ser descompuestos en sustancias más simples por
ningún medio químico conocido provisionalmente como elementos químicos.

5. Antecedentes
LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS Esta ley
fue enunciada por Proust en 1.801. Todo compuesto químico contiene los
mismos elementos en idénticas proporciones. Esta proposición fue
generalizada y establecida por Proust y se enuncia de la siguiente forma:
"Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto
determinado, lo hacen siempre en una relación de masa invariable, es decir en
una proporción fija o definida"

6. Antecedentes
Vamos a comprobarlo con un ejemplo: Si se hacen reaccionar, en condiciones
cuidadosamente controladas, por ejemplo 10 gramos de cloro con 10 gramos
de sodio podrá comprobarse que los 10 g de cloro no reaccionan con todo el
sodio, sino con una porción de él, 6,484 g exactamente, quedándose el exceso
sin reaccionar.

7. Antecedentes
Según la experiencia, se observa que las reacciones no se realizan gramo-
gramo, ya que queda sodio sin reaccionar. El cloro y el sodio han reaccionado
en la proporción en masa:
masa sodio
masa cloro
=
6.484
10
= 0.6484
masa sodio
masa cloro
=
12.968
20
= 0.6484
masa sodio
masa cloro
=
4.934
7.61
= 0.6484
vemos que en el cloruro de sodio la relación en masa de cloro y sodio es
constante.

8. Antecedentes
 Considerada desde el punto de vista del análisis, establece que al
descomponer cualquier compuesto encontramos siempre la misma relación
en masa (peso) entre sus elementos.
 Cualquier muestra de sal común arrojará invariablemente:
 39,34% de sodio
 60,66% de cloro (relación 6,484/10).
 Esta ley de las proporciones constantes fue duramente atacada por su
compatriota Berthollet, quien creía que la composición de un compuesto
variaba según el método por el que se había preparado. Proust ganó terreno
en la polémica al demostrar que muchos de los análisis exhibidos por
Berthollet en apoyo de su hipótesis eran erróneos, por haber utilizado
compuestos impuros.

9. Antecedentes
 LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES:
 Fue descubierta por Dalton en 1803, existen elementos que pueden
combinarse formando compuestos diferentes al variar las condiciones
experimentales. Esto no contradice la ley de las proporciones definidas, ya que
siempre que se forma un compuesto determinado lo harán en las mismas
proporciones, pero estos elementos si se pueden combinar en proporciones
diferentes para formar compuestos distintos. El enunciado de la ley de las
proporciones múltiples es el siguiente: de números enteros sencillos.
"Las cantidades (masa) de un mismo elemento que se combinan con una cantidad
fija de otro para formar compuestos distintos, están en una relación de números
enteros sencillos" (como 1:2; 3:1 ; 2:3 ; 4:3 , etc.)

10. Antecedentes
 LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES:
 Así por ejemplo, se observa que el cobre y el oxígeno se pueden combinar
dando dos óxidos distintos al variar las condiciones. En unas condiciones la
proporción es:
 oxígeno + cobre  oxido de cobre (a)
16 g 63,54 g
 En otras condiciones:
 oxígeno + cobre  oxido de cobre (b)
16 g 127,08 g
 Si hallamos el cociente entre los gramos de cobre que se combinaron en
ambos casos con la misma cantidad (16 gramos) de oxígeno:

𝑚 𝐶𝑢 𝑎
𝑚 𝐶𝑢 𝑏
=
63,54 𝑔
127,08 𝑔
=
1
2
; es una relación de números enteros sencillos.

11. TEORIA ATÓMICA DE DALTON
 Demócrito propuso que debería ser discontinua y argumentó que la
materia estaba compuesta por partículas muy pequeñas e indivisibles a las
que llamó átomos (en griego significa "indivisible).
 A principios del siglo XIX para tratar de explicar las anteriores leyes
ponderales, Dalton reflexionó sobre la constitución de la materia,
recuperando la idea del átomo, dando el sustento científico a través de la
experimentación de las tres leyes:
 Ley de la conservación de la materia
 Ley de las Proporciones Constantes
 Ley de las Proporciones Multiples
 Así enunció su teoría atómica (dada en 1803 y publicada en 1808)

12. TEORIA ATÓMICA DE DALTON
Proposiciones de la teoria atomica de Dalton:
 Los elementos están constituidos por átomos, partículas discretas de materia, que son
indivisibles e inalterables.
 Todos los átomos de un elemento dado son idénticos en masa y propiedades.
 Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades.
 Los átomos de dos o más elementos pueden combinarse entre sí en proporciones
definidas para formar compuestos. Los "átomos" de un determinado compuesto son a
su vez idénticos en masa y en todas sus propiedades. (Dalton supuso la relación más
simple posible. Así la fórmula que asignó al agua fue HO, al amoniaco NH, etc. Dalton
no tenía el concepto de molécula.
 Los átomos no experimentan cambios en el curso de las reacciones químicas. Una
reacción química implica una reorganización de los átomos con respecto a sus
combinaciones originales para dar lugar a nuevas combinaciones pero, el número de
átomos de cada elemento es el mismo antes y después de la reacción.

13. TEORIA ATÓMICA DE DALTON
 De la teoría de Dalton se deduce:
 Elemento es una sustancia que está constituida por una sola clase de átomos
 Compuesto es una sustancia que contiene dos o más clases de átomos
combinados en proporciones fijas.

14. Teoria atómica de Thomson

15. Antecedentes
 Sus inicios puede situarse hacia el año 600 a. C., cuando el filósofo griego Tales de
Mileto observó que frotando una varilla de ámbar con una lana o piel, se obtenían
pequeñas cargas (carga por fricción) que atraían pequeños objetos, y frotando
mucho tiempo podía causar la aparición de una chispa.
 En la Edad Antigua y Media, observaciones aisladas y simples especulaciones, así
como intuiciones médicas (uso de peces eléctricos en enfermedades como la gota y
el dolor de cabeza).
 Algunos objetos arqueológicos de interpretación discutible, como un objeto
encontrado en Irak en 1938, fechado alrededor de 250 a. C., que se asemeja a una
celda electroquímica. No se han encontrado documentos que evidencien su
utilización
 Hay otras descripciones anacrónicas de dispositivos eléctricos en muros egipcios y
escritos antiguos.

16. Antecedentes
 Gilbert fue el primero en aplicar el término Electricidad del Griego "elektron" =
ámbar.
 En 1752, Benjamín Franklin (1706−1790) demostró la naturaleza eléctrica de los
rayos.
Desarrolló la teoría de que la electricidad es un fluido que existe en la materia y su
flujo se debe al exceso o defecto del mismo en ella. Invento el pararrayos.
 En 1776, Charles Agustín de Coulomb (1736−1806) midió con exactitud la fuerza
entre las cargas eléctricas. Coulomb es la unidad de medida de Carga eléctrica.
 En 1800, Alejandro Volta (1745−1827) construye la primera celda Electrostática y la
batería capaz de producir corriente eléctrica.

17. Antecedentes
 El Físico Italiano Luigi Galvani (1737−1798) sobre las corrientes nerviosas−eléctricas
en las ancas de ranas.
Sus investigaciones posteriores le permitieron elaborar una celda química capaz de
producir corriente continua, fue así como desarrollo la Pila.
 Volt es la unidad de medida del potencial eléctrico (Energía de la carga eléctrica).
 Desde 1801 a 1815, Sir Humphry Davy (1778−1829) desarrolla la electroquímica
(nombre asignado por él mismo).
En 1801 observa el arco eléctrico y la incandescencia en un conductor energizado
con una batería.
 La clave sobre la naturaleza de la electricidad y de la estructura eléctrica de los
átomos puede decirse que fueron resultado de las investigaciones de Faraday
sobre la electrolisis

18. Antecedentes
 La conducción eléctrica a través de los gases a
presiones bajas, realizada principalmente por
J.W. Hittorf y W. Crookes (1860-1890) en los
denominados tubos de descarga o tubos de
Crookes. Estos tubos de descarga consisten en
un tubo largo de vidrio con un electrodo circular
sellado en cada extremo y lleno de gas (noble)
en su interior; para controlar la presión del gas
encerrado se conecta el interior del tubo a una
bomba de vacío mediante un tubo con llave.

19. Antecedentes
 J.W. Hittorf y W. Crookes al hacer un vació dentro del tubo fluía la corriente
eléctrica a través del tubo formando luminiscencias.

20. Antecedentes
 Experimento de Rayos Catódicos:

21. Antecedentes
 Experimento de Rayos Catódicos de
la carga eléctrica:
 Demuestra que esta formado por
cargas negativas que al acercar un
imán se desvían.
 Como sale un solo rayo del lado del
cátodo y no aparece un rayo en el
ánodo, solamente se mueven las
cargas negativas (rayo catódico).

22. Antecedentes
 Experimento de Rayos Catódicos de
la cruz de malta:
 Demuestra que los rayos catódicos
viajan en línea recta.
 No pueden traspasar la materia

23. Antecedentes
 Experimento de Rayos Catódicos de
energía cinética:
 Al producir el movimiento en el la
rueda de paletas demuestra que tiene
masa y energía cinética.

24. Modelo atómico de Thomson
 Basado en los experimentos de los rayos catódicos establece la
existencia del electrón, una partícula más pequeño que el átomo y con
carga negativa, estableciendo que el átomo era divisible,
proponiendo:
 El átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente,
en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
Donde la carga positiva de la esfera se
equilibra con la carga negativa de sus
electrones

25. Teoria atómica de Rutherford

26. Antecedentes
 A partir del descubrimiento de los tubos de rayos
catódicos, Wilhelm Conrad Roentgen En el junio
de 1894 empezó a estudiar los rayos catódicos, en
aquel tiempo argumento de búsqueda muy
popular y la noche del 8 de noviembre de 1895 en
el curso de uno de sus experimentos llegó al
descubrimiento de un tipo de rayos de naturaleza
desconocida que llamó rayos “X“. Tres semanas
después Roentgen difundieron la noticia de su
descubrimiento: el hecho de poder ver por los
objetos sin romperlos y dentro del cuerpo
humano despertó gran sensación.

27. Antecedentes
 La corriente de alta tensión pasó a través del tubo, y vio
ponerse fluorescentes a unos cristales de platinocianuro de
bario que yacían sobre una mesa a cierta distancia del tubo.
 A fines de Diciembre. Continuó los experimentos tratando de
determinar si el fenómeno había sido causado por los rayos
catódicos. Colocó la pantalla con los cristales de
platinocianuro de bario a mayor distancia del tubo de la que
se conocía como poder de penetración de los rayos catódicos,
pero la misteriosa fluorescencia persistía. Así, pensó que
estaba ante rayos catódicos de gran penetración, o que había
encontrado un nuevo tipo de rayos.

28. Antecedentes
 Antoine Henri Becquerel le interesó el descubrimiento de los
rayos X dado por Wilhelm Röntgen observando la fluorescencia que
ellos produjeron, Becquerel tenía muestras de materiales fluorescentes,
entre ellos el Sulfato de Uranio y el Potasio, con los que pretendía
investigar la naturaleza de los rayos. Becquerel escogió trabajar con un
sulfato doble de uranio y potasio que él expuso a la luz del sol
colocándolos en placas fotográficas envueltas en papel negro. Cuando
Becquerel expuso las placas revelaron una imagen de los cristales de
uranio. Becquerel concluyó "que la substancia fosforescente en
cuestión emite radiación que penetra el papel opaco". Después de no
exponer el material radioactivo al sol, él observo que el material se
velaba, aun sin la presencia de la luz solar. Después de diferentes
conjeturas Becquerel concluyó que el uranio había emitido radiación
sin una fuente externa de energía como el sol. Becquerel había
descubierto la radioactividad, nombre que posteriormente le daría
Marie Currie

29. Antecedentes
 Fluorescencia y Fosforescencia
Ambos son fenómenos de emisión de luz. El mecanismo
físico que rige estos comportamientos son los mismos, la
principal diferencia está en el retraso temporal entre la
absorción y la reemisión de los fotones de energía.
 Fosforescencia .- Fenómeno en el cual ciertas sustancias
tienen la propiedad de absorber energía y almacenarla,
para emitirla posteriormente en forma de radiación.
 Fluorescencia.- Fenómeno en el cual ciertas sustancias
de absorber energía y luego emitir parte de esa energía
en forma de luz casi instantáneamente

30. Antecedentes
 Marie y Pierre Curie.- Se interesaron por el descubrimiento de
Bequerel decidieron investigarlo, realizando un arduo trabajo
al hacer la separación de los elementos radiactivos, partiendo
de una tonelada de Pechblenda de Uranio obteniendo .1 g de
Polonio.
 Estudiaron el comportamiento y lo nombraron Radiactividad,
por el elemento radio (Origen del nombre: De la palabra latina "radius"
que significa "rayo", debido a su poderosa manifestación de energía) que
descubrieron, posteriormente descubren el elemento polonio
superior en su radiactividad.

31. Antecedentes
Ernest Rutherford.-
 El descubrimiento que le llevó a ganar el
Premio Nobel de Química fue el de que
la radioactividad está acompañada de
una desintegración de los elementos.
Rutherford se dedico al estudio de la
radiactivadad, clasificándolas en
partículas alfa, beta y radiaciones
electromagnética gamma. Así, junto
Thomas Royds, uno de sus estudiantes,
demostró que las partículas alfa eran
núcleos del átomo de helio.

32. Modelo atómico de Rutherford
 A partir de la radiactividad Rutherford diseña un esperimento, haciendo
incidir partículas alfa sobre una película fina de oro, para demostrar lo
sólido del átomo:

33. Modelo atómico de Rutherford
Los resultados del experimento :
 A.- La mayor parte de las partículas alfa
atravesaban la lámina de oro sin sufrir
ninguna desviación.
 B.- Muy pocas (una de cada 10.000
aproximadamente) se desviaba un
ángulo mayor de 100
 C.- En rarísimas ocasiones las partículas
rebotaban en la lámina.

34. Modelo atómico de Rutherford
Análisis del experimento :
 A.- Demuestra que la mayor parte del
átomo esta vacio.
 B.- Muy pocas (una de cada 10.000
aproximadamente) se desviaba un
ángulo mayor de 100
 C.- Demuestra la existencia del nucleo,
donde se concentra la masa y la carga
eléctrica

35. Modelo Atómico Rutherford
 Modelo de Thomson
Sólido
 Modelo de Rutherford
Vacio

36. Teoría atómica de Bohr

37. Antecedentes
 Modelo de Rutherford estaba de acuerdo con los experimentos de
desviación de partículas alfa, pero éste, además de ser inestable (porque el
electrón perdía energía en forma de radiación electromagnética), no podía
explicar la naturaleza de los espectros de emisión y absorción atómica.
 En 1913, Bohr desarrolló un modelo atómico abandonando las
consideraciones de la física clásica y tomando en cuenta la Teoría cuántica
de Max Planck
 Estudiando los espectros de absorción y de emsión pudo establecer los
niveles de energía, que permite establecer el numero de electrones y su
estabilidad de órbita

38. Antecedentes
 Los experimentos llevados a cabo por Newton sobre el análisis de la luz blanca pusieron
de manifiesto que estaba compuesta por la superposición de un conjunto de colores
sucesivos que van desde el violeta hasta el rojo. Esta gama de los colores del arco iris
recibe el nombre de espectro visible.
 Con cierta frecuencia el término espectro se toma como sinónimo de gama. Así el
espectro electromagnético constituye la gama o onjunto de radiaciones
electromagnéticas que comprende desde los rayos y hasta las ondas de radio y del cual
el espectro visible es sólo una pequeña fracción.

39. Antecedentes
 En su principal significado un espectro es una representación gráfica,
fotográfica o meramente visual de la distribución de la intensidad de la
radiación electromagnética emitida o absorbida por una sustancia en
función de la frecuencia o de la longitud de onda.
 Espectros:
 Emisión.- Es la emisión de energía radiante por el aumento de energía de una
sustancia (eléctrica o térmica)
 Absorción.- Es la energía absorbida por una sustancia cuando se le hace incidir
energía radiante (Infrarroja, visible y ultravioleta).

40. Antecedentes
Las líneas oscuras son representa la energía
absorbida por el elemento químico, y corresponden
a las líneas luminosas que emite la sustancia al
incidirla con energía (térmica o eléctrica).

41. Antecedentes
 Espectro de emisión.- Cada línea del
espectro corresponde al salto de un
electrón de un nivel alto a un nivel
bajo.
 Espectro de absorción.- Cada barra
oscura del espectro corresponde al
salto de un electrón de un nivel bajo a
un nivel alto.

42. Modelo atómico de Bohr
 Cada orbita corresponde a un nivel de energía y su distancia entre el núcleo y la órbita esta
dada por Amostrongs.
 1 Angstrong = 10-10 m

43. Modelo atómico de Bohr
 Primer Postulado:
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía
 Segundo Postulado:
Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas que son estables en
múltiplos enteros de la primera órbita (momento angular del electrón)
 Tercer postulado:
Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía
entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética.
Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace
cuando cambia de órbita.
El cambio de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía)
emite energía (Espectro de emisión), y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra
más externa (espectro de absorción).
 En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que
están determinados en niveles de energía.

44. Teoría atómica cuántica
BOHR -SOMMERFIELD

45. Antecedentes
 Las bases de la teoría fueron por el físico alemán Max Planck (Imagen 27), que
en 1900 postulo que la materia solo puede emitir o absorber energía en
pequeñas unidades discretas llamadas cuantos.
 Estos cuantos de energía se llaman fotones. Los fotones son las partículas
“fundamentales” de la luz, así como los electrones son las partículas
fundamentales de la materia, esta analogía es la que sirvió para realizar el
descubrimiento del carácter cuántico de la luz.
 Broglie desarrollo la teoría que formula que la materia también tiene un
carácter ondulatorio.

46. Antecedentes
 El físico alemán A.Sommerfeld (1868-1951), discípulo de Bohr, propuso una
ampliación del modelo atómico de su maestro.
 Sommerfeld supuso que cada nivel de energía estaba subdividido a su vez en un
conjunto de subniveles próximos en energía. Así, cada nivel tenía tantos
subniveles como indicaba su número y podían albergar un número máximo de
electrones.
 El nivel n= 1 tiene un solo subnivel, denominado “s”.
 El nivel n= 2 tiene dos subniveles, denominados “2s”y “2p”.
 El nivel n= 3 tiene tres subniveles, denominados“3s”, “3p” y “3d”.
 El nivel n= 4 tienes cuatro subniveles, denominados “4s”, “4p”, “4d” y “4f”.

47. Antecedentes
Nivel (n) 1 2 3 4
Subniveles s s p s p d s p d f
Electrones por subnivel 2 2,6 2, 6, 10 2, 6, 10, 14
Electrones por nivel 2 8 18 32

48. Antecedentes
La distribución de los electrones en las
capas se denomina configuración
electrónica.
La configuración electrónica de un átomo
es el modo en que están distribuidos los
electrones alrededor del núcleo de ese
átomo. Es decir, cómo se reparten esos
electrones entre los distintos niveles y
orbitales.

49. Antecedentes
 Para recordar el orden de llenado de
los orbitales se aplica el diagrama
de Möeller.
 Debes seguir el orden de las flechas
para ir añadiendo electrones

50. Configuración
 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹²
 Se llena en esta secuencia hasta alcanzar su numero atómico.
 Recordar s-2 e, p-6 e, d-10 e, f-14 e
 Ejemplo: 𝟔
𝟏𝟐
𝑪 Número atómico 6 por lo tanto tiene 6 electrones
2 2 2
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
Carbono 1s² 2s² 2p²

51.  Ejemplo: 𝟏𝟔
𝟑𝟐
𝑺Número atómico 16 por lo tanto tiene 16 electrones
2 2 6 2 4
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
Azufre 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
 Ejemplo: 𝟐𝟎
𝟒𝟎
𝑪𝒂 Número atómico 20 por lo tanto tiene 20 electrones
2 2 6 2 6 2
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
Calcio 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²
 Ejemplo: 𝟖𝟑
𝟐𝟎𝟗
𝑪𝒂 Número atómico 20 por lo tanto tiene 20 electrones
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 3
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
Bismuto 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p³

52. Configuracion de elementos
Hidrógeno 1s¹
Helio 1s²
Litio 1s² 2s¹
Berilio 1s² 2s²
Boro 1s² 2s² 2p¹
Carbono 1s² 2s² 2p²
Nitrógeno 1s² 2s² 2p³
Oxígeno 1s² 2s² 2p⁴
Flúor 1s² 2s² 2p⁵
Neón 1s² 2s² 2p⁶
Sodio 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
Magnesio 1s² 2s² 2p⁶ 3s²
Aluminio 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹
Silicio 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²
Fósforo 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³
Azufre 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
Cloro 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
Argón 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
Potasio 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹
Calcio 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

53. Orbital - Órbita
 Modelo atómico cuántico
Orbital.- Región espacio energética de mayor
probabilidad del electrón, es tridimensional
porque se refiere a un espacio.
 Modelo atómico de Bohr
Órbita.- Trayectoria que sigue un cuerpo alrededor
de otro

54. Orbital - Órbita
 Órbita  Orbital

55. Orbital S

56. Orbitales P

57. Orbitales d

58. Orbitales f

59. Enlace Sencillo (tetraedro)
Enlace con movimiento que
permite giros de los átomos
que la conforman

60. Enlace doble (Plana Triangular)
Enlace rígido que
no permite el giro
de los átomos que
la conforman.

61. Enlace Triple (Lineal)
Enlace rígido que
no permite el giro
de los átomos que
la conforman.

62. Movimiento Rotacional de alcanos