Este documento presenta una actualización de los contenidos de química de 1o y 2o medio de acuerdo a los nuevos ajustes curriculares. Explica brevemente la evolución del modelo atómico desde Demócrito hasta el modelo cuántico actual, incluyendo los descubrimientos y aportes de científicos como Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Schrödinger y Heisenberg. También introduce conceptos como números cuánticos, configuración electrónica y propiedades periódicas.

1. “
“Actualización de los contenidos para
Actualización de los contenidos para
la enseñanza teórica y experimental de
la enseñanza teórica y experimental de
la química de 1º y 2º medio de acuerdo
la química de 1º y 2º medio de acuerdo
a los nuevos ajustes curriculares
a los nuevos ajustes curriculares”
”
Dr. Cristian Salas S.
Prof. Depto Química Orgánica
2010
Pontificia Universidad Católica de Chile
Facultad de Química
Dirección de extensión

2. EL MODELO ATOMICO
ORIGEN Y EVOLUCION

3. El concepto de átomo surgió en la
antigua Grecia, lo planteó
Demócrito (460-370 a. C.). Para él,
toda la materia
estaba hecha de componentes
muy pequeños que eran
indivisibles, a los que llamó
átomos.

4. John Dalton (1766 – 1844)
Fue el primero en aplicar el concepto de
átomo
Para explicar los fenómenos químicos. Entre
sus postulados de su teoría atómica se
encuentran los siguientes:
Además introdujo la primera simbología química
• Toda la materia esta constituida por átomos
• Los átomos de un elemento son idénticos
• Los átomos son indivisibles e indestructibles.
HIDROGENO NITROGENO CARBONO OXIGENO FOSFORO AZUFRE CAL SOSA
POTASA HIERRO COBRE PLOMO PLATA ORO BARITA MERCURIO

5. NATURALEZA ELECTRICA DE LA MATERIA
Actividad de indagación:
“La electricidad en el día a día”
a) ¿Cómo se relaciona la electricidad con lo observado en esta actividad?
b) ¿Qué cambios ocurrirán en el globo después de frotarlo?
c) Representa por medio de un dibujo o esquema el fenómeno observado?

6. Joseph John Thomson (1856 – 1940)
Físico Británico, fue el descubridor de los
electrones, si bien ya se sabia de la naturaleza
eléctrica de la materia, no fue hasta sus
experimentos de rayos catódicos, los que
determinaron la existencia de los electrones.
Primer modelo de átomo

7. Experimento de Thomson: Rayos catódicos
•¿Qué faltó en la idea del átomo propuesta por los griegos?
• Según tus actuales conocimientos, ¿son correctos los postulados de Dalton?
• Investiga a través de Internet, dos ejemplos de aplicación moderna del tubo
de rayos catódicos.
Preguntas para los alumnos:

8. Ernest Rutherford (1871 – 1937)
Físico Neocelandés. Fue discípulo de J.J.
Thomsom, fue el descubridor del núcleo
atómico al que asigno carga positiva (+) ya
que eran estos los que cambiaban las
trayectorias de partículas α al chocar con un
a lamina de oro.
modelo atómico con
núcleos y orbitas
electrónicas

9. Experimento de Rutherford: Descubrimiento del Protón

10. Experimento de Rutherford: Descubrimiento del Protón

11. LAS PARTICULAS QUE COMPONEN EL
ATOMO
Partícula Símbolo. Carga Ubicación Masa,g
Protón p+ + 1 núcleo 1,67x10-24
Neutrón n° 0 núcleo 1,67x10-24
electrón e- - 1 exterior 9,11x10-28
El neutrón fue descubierto en 1930 por el físico James Chadwick

12. NUMERO ATOMICO Y NUMERO MASICO
Actividad de indagación:
“Conociendo la composición de diferentes átomos”

13. X
X
A
A – Masa atómica Nº Total Protones y Neutrones
Z
Z – Número atómico Nº Total Protones o de Electrones
C
C – Carga Valores + o -
NUMERO ATOMICO Y NUMERO MASICO

14. Isótopos de Hidrogeno
Hidrogeno Deuterio Tritio

15. INICIO DE LA ERA
CUANTICA:
MODELO ATOMICO ACTUAL

16. ¿Qué ocurre con el electrón
cuando gira alrededor del núcleo?
Actividad de Indagación:
a) Si la esfera de plumavit representara al electrón, ¿Qué le pasaría si dejara de
girar?
b) ¿Qué partes del átomo se representan en esta experiencia?

17. ¿Qué ocurre con el electrón
cuando gira alrededor del núcleo?
ENERGIA CUANTIZADA O QUANTUM DE ENERGIA

18. Niels Bohr (1885 – 1962)
Físico Danés, colaborador de Thomsom y
Rutherford, incorporó al modelo el “quántum de
energía” propuesto por Max Planck (1858-1947),
que consiste en que la energía viene en
unidades fundamentales (paquetes de energía)
llamadas fotones.
Así, el modelo de Bohr sitúa los electrones sin
que giren libremente a cualquier distancia del
núcleo, sino que ocupan un espacio
determinado a una cierta distancia del núcleo,
describiendo una ruta por la cual transitan los
electrones, conocida como niveles de energía.
Cada nivel es distinto de otro en su tamaño y
energía, dependiendo de la distancia a la cual se
encuentren del núcleo.
modelo atómico cuantizado

19. Espectro visible de Hidrogeno
Series de Balmer

20. Espectro visible de Hidrogeno

21. MODELO ATOMICO DE BOHR
• Un nivel de energía es una región del espacio en donde podemos
encontrar un electrón.
• En cada nivel de energía hay espacios en las que existe la
probabilidad de encontrar un electrón, esta zona se denomina orbital.

22. • Los átomos poseen un núcleo central en el que se concentra casi la
totalidad de su masa.
• Los electrones giran en órbitas fijas y definidas, que corresponden a
niveles de energía (n), con valores 1, 2, 3,…desde la órbita más cercana al
núcleo.
• Los electrones más cercanos al núcleo tienen menor energía que los
más alejados de él.
• Mientras un electrón gira en una determinada órbita, no consume ni
libera energía: se dice que se encuentra en un estado fundamental.
• Cuando un electrón absorbe energía desde una fuente externa, cambia
de nivel, lo que se denomina “salto electrónico”, y deja al átomo en un
estado excitado. Este estado es inestable, por lo que el electrón reemitirá
la energía absorbida en forma de un fotón (quántum de energía) volviendo
al estado fundamental.
• El número máximo de electrones por nivel de energía corresponde al
valor de la fórmula 2n2
.
POSTULADOS DE BOHR

23. Louis Victor de Broglie (1892 – 1987)
Físico Francés, propuso una nueva idea al
comportamiento atómico, la posibilidad que las
partículas tuvieran propiedades ondulatorias.
Idea que se comprobó al detectarse la
difracción de un haz de electrones.
Asociación de ondas
a orbitas quánticas

24. Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Actividad de Indagación:
¿Se puede determinar con exactitud la velocidad y posición de un
electrón?
¿Se puede saber
En 1927, el físico alemán Werner Heisenberg (1901-1976), asumiendo el comportamiento
ondulatorio de los electrones, planteó que es imposible conocer simultáneamente la posición
y velocidad de un electrón. Cuanto más exacta sea la determinación de una de estas
variables más inexacta será la de la otra. Es decir, no se puede determinar con precisión el
recorrido que los electrones siguen cuando se mueven en torno al núcleo.

25. Erwin Schrödinger (1887 – 1961)
Físico Austriaco, propuso las bases del
modelo atómico moderno: “las funciones de
onda” (Ψ ). Aparesen los numeros cuanticos y
el concepto de “Orbital”
Ecuación de Schrödinger
Ψ
Ψ
Κ
Κ
Κ
= ε
n : principal
l : momento angular
m : magnético
s : spin

26. MODELO ATOMICO ACTUAL
Posibles preguntas:
Actividad de Indagación:

27. En el modelo atómico actual se define el concepto de orbital atómico como
una región del espacio alrededor del núcleo en la que la probabilidad de
encontrar un electrón es alta. Para describir cómo se ordenan los electrones
del átomo, se considera que:
• Los orbitales se encuentran organizados en niveles de energía. Estos
niveles van del 1 al 7.
• Mientras más lejos están los electrones del núcleo, mayor es su nivel de
energía.
• Cada nivel de energía se divide en subniveles.
• Un subnivel está compuesto de orbitales que tienen las mismas
características dentro de un nivel de energía.
MODELO ATOMICO ACTUAL
(relacionar con la actividad anterior)

28. MODELO ATOMICO ACTUAL

29. NUMEROS CUANTICOS
Los estados de energía permitidos para un electrón están determinados por
los números cuánticos
n : principal (nivel de energía)
l : secundario (forma del orbital y
energía del subnivel: s, p, d, f)
ml : magnético (orientación del
orbital en el espacio: 0, + 1, + 2, … )
s : espín
¿Cómo relacionarlos con la
actividad de indagación anterior?

30. Orbital s
Orbital s Orbital p
Orbital px
x
Orbital p
Orbital py
y Orbital p
Orbital pz
z

31. Orbital d
Orbital dxy
xy Orbital d
Orbital dzy
zy
Orbital d
Orbital dxz
xz Orbital d
Orbital dz2y2
z2y2
Orbital d
Orbital dz2
z2

32. NUMEROS CUANTICOS
Actividad de indagación:
“Numero cuántico de espín”
a) ¿Qué orientación tienen los giros de la bailarina?
b) ¿Qué cantidad de espacio total representa cada orientación del giro?
El electrón gira sobre su propio eje, genera un campo
magnético y esta propiedad se denomina espín. Los
electrones, al ser subpartículas cargadas, se comportan como
pequeños imanes con dos posibilidades de espín: los dos
únicos valores de ms son +1/2 y - 1/2 y se representan por las
flechas ↓ y ↑

33. CONFIGURACION ELECTRONICA DE
LOS ELEMENTOS
• La forma en la que se distribuyen los electrones en los orbitales de un
átomo en su estado fundamental se denomina configuración electrónica
(CE).
• La distribución de los electrones en niveles y orbitales atómicos
alrededor del núcleo, dado por los tres primeros números cuánticos.
• Se usa la abreviación:
nlx
• Principio de exclusión de Pauli
• Regla de las diagonales o aufbau
• Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund

34. Configuración electrónica: Regla de Hund
Actividad de Indagación:
“Regla del asiento vacío”
a) ¿Por qué crees que ocurre esta situación descrita?
b) Si cada persona es un electrón de espín ¿Cuántas personas de espín positivos
hay en los recuadros 2 y 3?
c) ¿En que momentos comienzan a aparecer los espín negativos?

35. Configuración electrónica:
Regla de Hund
• La fuerza de repulsión electrostática entre dos electrones será la
mínima cuanto más alejados estén uno del otro. De acuerdo con este
hecho y con el principio de exclusión de Pauli, en 1927 se enunció la
regla del físico alemán F. Hund, según la cual:
En la configuración de mínima energía, cuando los electrones llenan
orbitales diferentes que poseen la misma energía, los electrones
permanecen desapareados al máximo y mantienen espines paralelos.
• Los electrones, al repelerse unos con otros, no se aparearán mientras
haya niveles energéticos adecuados que estén vacíos.

36. Sistema basal para Átomo de Hidrogeno
Sistema modificado para Átomos Poli-electrónicos

37. Configuración electrónica
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p
Regla diagonal
Orden de llenado

38. Configuración electrónica: Información que
entrega
Actividad de indagación:

39. Configuración Electrónica Abreviada
La configuración electrónica de un elemento puede
abreviarse escribiendo entre corchetes el símbolo del
gas noble anterior y, a continuación, la configuración
electrónica externa (CEE).
Na: [Ne]3s1
. Li: [He]2s1
.
Electrones Internos Electrones de Valencia
entre corchetes fuera de conf. de gas noble

40. En la tabla periódica los átomos están ordenados por número
atómico.
Producto de esta organización, los átomos se encuentran
ordenados por propiedades en común o propiedades periódicas,
que derivan de la organización de la configuración electrónica.
Configuraciones electrónicas y la tabla periódica

41. Configuraciones electrónicas y la tabla periódica
Actividad de indagación:
Ubicación de un elemento en la tabla periódica
a) ¿Qué semejanzas observas en la configuración electrónica del Berilio y magnesio?
b) ¿Qué diferencias encuentras en la CEE del cloro y argón?

42. La tabla periódica está estructurada de modo que los elementos están
relacionados por un mismo tipo de configuración de los electrones de
valencia o la capa más externa.
Grupo IIA (2A)
Be [He]2s2
Mg [Ne]3s2
Ca [Ar]4s2
Sr [Kr]5s2
Ba [Xe]6s2
Ra [Rn]7s2
ns2
Configuraciones electrónicas y la tabla periódica

43. Periodos
Grupos
La Tabla Periódica

44. CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS

45. PRIOPIEDADES PERIODICAS
• Para organizar los elementos en la tabla periódica, se han
establecido criterios que son comunes a algunos elementos, así
tenemos metales, no metales, metaloides y gases nobles.
• Cada grupo de elementos posee ciertas propiedades comunes, sin
embargo, si analizamos la tabla periódica en su conjunto
encontraremos propiedades, llamadas propiedades periódicas.