a) n=3, l=1 b) n=4, l=0 c) n=4, l=2 d) n=2, l=1 e) n=3, l=2

1. -TEORÍAS ATÓMICAS
-ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
-TEORÍA CUANTICA Y EFECTO FOTOELÉCTRICO
PROFESORA: NADIA MARTÍNEZ H.

2. JOHN DALTON (1803)
FORMULA SU TEORIA:
-TODA LA MATERIA ESTA FORMADA POR
PARTICULAS LLAMADAS ÁTOMOS. ESTOS
ÁTOMOS SON EXTREMADAMENTE
PEQUEÑOS E INDIVISIBLE.
-LOS ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTOS
SON IDENTICOS EN TRE SÍ. IGUALES
PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS.
-LOS ÁTOMOS DE ELEMENTOS
DIFERENTES SON DISTINTOS EN MASA Y
PROPIEDADES.
-EN LAS REACCIONES QUIMICAS SOLO
EXISTE UN RERDENAMIENTO DE
ÁTOMOS.

3. POSTULA:
-EL ÁTOMO ES UNA ESFERA CARGADA POSITIVAMENTE SOBRE
LA CUAL SE INCRUSTAN LOS ELECTRONES.
MODELO CONOCIDO COMO ¨EL BUDÍN DE PASAS¨
EXPERIMENTO : RAYOS CATODICOS.(1897)
DEMOSTRÓ EN UN TUBO DE DESCARGA , LA
EXISTENCIA DE PARTICULAS MUCHO MAS
PEQUEÑAS QUE EL ÁTOMO, CARGADAS
NEGATIVAMENTE, A LAS QUE LLAMO
ELECTRONES.

4. EXPERIMENTO: BOMBARDEO UNA FINA LÁMINA DE ORO CON PARTICULAS α .
OBSERVANDO QUE:
-LA MAYORIA DE LAS PARTÍCULAS ATRAVESABAN LA LÁMINA SIN DESVIARSE
O CON UNA PEQUEÑA DESVIACIÓN.
-UNA PEQUEÑA FRACCIÓN ERA DESVIADA CON UN GRAN ÁNGULO.
-SOLO ALGUNAS REBOTABAN EN LA LÁMINA HACIA LA FUENTE RADIACTIVA.

5. MODELO ATOMICO.
ESTABLECIÓ QUE EL ÁTOMO
ESTABA FORMADO POR:
-UNA REGIÓN CENTRAL, MUY
PEQUEÑA, LLAMADA NUCLEO, EN
LA CUAL SE CONCENTRAN LAS
CARGAS POSITIVAS Y LA MAYOR
PARTE DE LA MASA DEL ÁTOMO.
-EL RESTO DEL ATOMO ES UN
ESPACIO PRACTICAMENTE VACIO.
(MAYOR PARTE DEL VOLUMEN).
-EL ÁTOMO ES NEUTRO,PORQUE
TIENE LA MISMA CANTIDAD DE
CARGAS POSITIVAS EN EL NUCLEO
Y DE CARGAS NEGATIVAS GIRANDO
ALREDEDOR DE ÉL.

6. MODELO ATÓMICO, PROPUSO:
-ÁTOMO= NÚCLEO POSITIVO +
ENVOLTURA DONDE GIRAN LOS
ELECTRONES.
-ELECTRONES – ORBITAS
CIRCULARES ALREDEDOR DEL
NUCLEO – NIVELES DE ENERGIA
(n) .
-ELECTRONES GIRANDO EN SU
NIVEL = ESTADO
FUNDAMENTAL, DE MENOR
ENERGIA (NO EMITEN NI
ABSORBEN E).
-ÁTOMO EXITADO (ABSORBE
ENERGIA).
-LIBERACION DE UN FOTÓN.

7. LA LUZ VISIBLE (AQUELLA QUE PERCIBEN NUESTROS OJOS) ES UN
TIPO DE RADIACION ELECTROMAGNETICA.
MAXWELL DEMOSTRO QUE LA LUZ VISIBLE CONTABA CON ONDAS
ELECTROMAGNETICAS Y QUE ERA CAPAZ DE TRANSPORTAR
ENERGIA (ENERGIA RADIANTE).

8. RELACION ENTRE LONGITUD DE ONDA Y LA
FRECUENCIA:
λ•ν= c

9. EN 1900 MAX PLANCK PLANTEO QUE LOS ÁTOMOS Y LAS
MOLECULAS EMITIAN Y ABSORBIAN ENERGIA SOLO EN
CANTIDADES DISCRETAS. A ESA MINIMA CANTIDAD DE
ENERGIA LA LLAMO CUANTO, EL CUAL SE CALCULA ASÍ:
E=h·ν
h= constante de planck= 6,34 x 10^-34 J s
ν= frecuencia de la radiación Hz
ν=1/λ

10. ALBERT EINSTEIN (1905) TOMANDO EN CUENTA LO PROPUESTO
POR PLANCK , EXPLICA EL EFECTO FOTOELECTRICO, PROPIEDAD
QUE PRESENTAN ALGUNOS METALES DE EMITIR ELECTRONES
CUANDO INCIDE SOBRE ESTOS UN ¨RAYO DE PARTICULAS¨
(FOTON).
TAREA N°1: INVESTIGUE LAS
UTILIDADES DEL EFECTO
FOTOELECTRICO ( 1PTO)

12. DESAFÍO Científico
1) CALCULA LA ENERGÍA DE UN FOTÓN DE LUZ
AMARILLA DE LONGITUD DE ONDA IGUAL A
587 nm.

13. ¿CÓMO LOS ÁTOMOS EN ESTADO GASEOSO PUEDEN
EMITIR LUZ?

14. ESPECTRO DE EMISIÓN: ES CUANDO SE ESTIMULA MEDIANTE
ENERGÍA (CALORÍFICA) UN DETERMINADO ELEMENTO EN SU
FASE GASEOSA, POR ENDE SUS ÁTOMOS EMITEN RADIACIÓN
EN CIERTAS FRECUENCIAS DEL VISIBLE.
ESPECTRO DE ABSORCIÓN: SI EL MISMO ELEMENTO EN
ESTADO GASEOSO, RECIBE RADIACIÓN
ELECTROMAGNETICA, SUS ÁTOMOS ABSORBEN RADIACIÓN EN
CIERTAS FRECUENCIAS DEL VISIBLE.

16. Reconocer los números cuánticos
Realizar ejercicios con los
números cuánticos.

17. MECANICA
CUANTICA
LOUIS DE W. E.
N.BOHR
BROGLIE HEISENBERG SCHRöDINGER
Subniveles de Electrón Función de
Principio de onda (ψ)
energía , comporta- incertidumbre.
miento dual. Orbitales.
TAREA INVESTIGUE CUAL ES LA ECUACION DE FUNCION DE ONDA DE
ERNEST SCHRODINGER.

18. SI BIEN LA MECANICA CUANTICA NO INDICA EN
QUÉ PARTE DEL ÁTOMO ESTA UN ELECTRÓN
,SÍ ADVIERTE LA REGION DE MAYOR
PROBABILIDADA EN UN MOMENTO DADO.
ESTA SE CONOCE COMO ORBITAL ATÓMICO.

19. SE DEFINE ORBITAL COMO UNA ZONA DEL
ESPACIO DONDE EXISTE MAYOR PROBABILIDAD
DE ENCONTRAR UN ELECTRÓN.

20.  NUMERO CUANTICO PRINCIPAL (n)
Especifica el nivel energético del orbital , siendo el
primer nivel el de menor energía, y se relaciona con
la distancia promedio que hay del electrón al núcleo
en un determinado orbital.
Puede tomar los valores enteros :
n = 1,2,3,4,5,…

21.  NUMERO CUANTICO SECUNDARIO ( l )
Conocido también como numero cuántico de
momento angular o azimutal , describe la
geometría del orbital. Depende del n°
cuántico principal. Puede tomar los valores
desde :
l = 0 hasta l = n -1
Determina también el subnivel de energía.

22. Tipo de s p d f
orbital
Valor de 0 1 2 3
l

23.  Numero cuántico magnético (ml )
Indica la orientación del orbital en el espacio.
Puede tomar los valores entre:
-l … 0 … +l
Ejemplo:
Si l = 1 existen 3 posibilidades de ml
-1 , 0 , +1

24.  Número cuántico de espín (s)
El electrón posee su propio n°
cuántico que da a conocer el
sentido de rotación del
electrón en torno a su eje
cuando se mueve dentro de un
orbital. El electrón solo tiene
dos posibles sentidos de
giro, por lo que puede tomar
los valores de +1/2 ó – ½ .

25.  NINGUNAESPECIE O ELEMENTO
PUEDE TENER LOS MISMOS
CUATRO NÚMEROS
CUÁNTICOS!!!!!!!!!!!!

26.  Determina los valores del numero cuántico principal
, numero cuántico de momento angular y el numero
cuántico magnético para los siguientes orbitales y
subniveles:
a) 3p b) 4s c) 4d
d) 2p e) 3d
 Encuentre los números cuánticos que faltan.
a) l= 2
b) m= -2
c) n=5