Este documento describe los modelos atómicos de Thomson, Rutherford y Bohr. Thomson propuso que los átomos estaban compuestos de una esfera de carga positiva con electrones dispersos en ella. Rutherford determinó que la mayor parte de la masa de un átomo está concentrada en un núcleo central positivo. Bohr sugirió que los electrones orbitan al núcleo en órbitas definidas.

1. Modelos atómicosModelos atómicos
Profesor: Nibaldo Pastén Rivera

2. J.J. ThomsomJ.J. Thomsom
A partir de la comprobación de la naturaleza eléctrica de la materia.A partir de la comprobación de la naturaleza eléctrica de la materia.
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas,Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas,
con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.
La materia es neutra.La materia es neutra.

3. Llama a los rayos catódicos electrones.Llama a los rayos catódicos electrones.
Determina la relación carga masa:Determina la relación carga masa: -1.76-1.76 ×× 101088
Coulomb/g.Coulomb/g.
Elabora el primer modelo del átomo llamado el budín deElabora el primer modelo del átomo llamado el budín de
pasas.pasas.
Modelo atómico de Thomson 1897.
Carga positiva
Dispersa en la
esfera (protón)
Electrón Carga
negativa

4. Rayos β
Rayos γ
Rayos α

5. Experimentos realizados por Rutherford 1911

6. Modelo atómico de Rutherford 1911Modelo atómico de Rutherford 1911

7. Deficiencias del modelo de Rutherford.Deficiencias del modelo de Rutherford.

No concuerda con la física clásica, leyes deNo concuerda con la física clásica, leyes de
electromagnetismo.electromagnetismo.

No es aplicable para átomos poliectrónicos.No es aplicable para átomos poliectrónicos.

No explica los espectros de pocas líneas deNo explica los espectros de pocas líneas de
emisión.emisión.

8. PreguntasPreguntas
E
B
A) El positrón
B) El protón
C) El electrón
D) La nube electrónica
E) El neutrón

9. Modelo atómico de Bohr 1913Modelo atómico de Bohr 1913
La Luz y el electrónLa Luz y el electrón

Espectro electromagnético.Espectro electromagnético.

Espectros de emisión y absorción.Espectros de emisión y absorción.

Sustancias fosforescentes.Sustancias fosforescentes.

11. Los electrones pueden girar enLos electrones pueden girar en
órbitas determinadas sin perderórbitas determinadas sin perder
energía.energía.
En estos niveles permitidos oEn estos niveles permitidos o
definidos de energía losdefinidos de energía los
electrones no absorben ni emitenelectrones no absorben ni emiten
energía; por ello se los denominaenergía; por ello se los denomina
“niveles estacionarios”.“niveles estacionarios”.

12.  Cuando el átomo absorbeCuando el átomo absorbe
energía (cuanto) salta hasta unenergía (cuanto) salta hasta un
nivel más externo. Si el electrónnivel más externo. Si el electrón
regresa a un nivel interno emiteregresa a un nivel interno emite
energía.energía.

13. Espectro de absorción en el átomo de Bohr.Espectro de absorción en el átomo de Bohr.
n
n
n
n
n = 6
n = 5
n = 4
n =3
n = 2
n = 1
Energía

14. PreguntaPregunta
C

15. Disposición de los electronesDisposición de los electrones
según Bohrsegún Bohr
El numero de electrones que hay en un órbital “ 2nEl numero de electrones que hay en un órbital “ 2n22
“, pero después del“, pero después del
cuarto nivel ya no se cumple la regla ni tampoco con los polielectrónicos.cuarto nivel ya no se cumple la regla ni tampoco con los polielectrónicos.
Nivel n = 1Nivel n = 1 →→ 2 (1 )2 (1 )22
= 2= 2
Nivel n = 2Nivel n = 2 →→ 2 ( 2 )2 ( 2 )22
= 8= 8
Nivel n = 3Nivel n = 3 →→ 2 ( 3 )2 ( 3 )22
= 18= 18
Nivel n = 4Nivel n = 4 →→ 2 ( 4 )2 ( 4 )22
= 32= 32
N M L K

16. No se puede explicar con el modelo deNo se puede explicar con el modelo de
Bohr por lo tanto es imposible que losBohr por lo tanto es imposible que los
electrones giren en órbitas definidas.electrones giren en órbitas definidas.

17. Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927).Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927).
Probabilidad de Schrödinger.Probabilidad de Schrödinger.
Números cuánticosNúmeros cuánticos

18. Sugirió que debería existir cierta simetría entre elSugirió que debería existir cierta simetría entre el
comportamiento de la luz y el de la materia corpuscular.comportamiento de la luz y el de la materia corpuscular.
Propuso que los electrones, deberían tenerPropuso que los electrones, deberían tener
comportamiento dual, es decir de onda - partícula. Por locomportamiento dual, es decir de onda - partícula. Por lo
tanto cualquier partícula que tiene masa con ciertatanto cualquier partícula que tiene masa con cierta
velocidad debe comportarse también como onda.velocidad debe comportarse también como onda.
λ = h
υ

19. Mostró la imposibilidad teórica de determinar la trayectoria exactaMostró la imposibilidad teórica de determinar la trayectoria exacta
de un electrón si al mismo tiempo quiere medirse con exactitud sude un electrón si al mismo tiempo quiere medirse con exactitud su
energía y su velocidad. Cuando mayor es el grado de localizaciónenergía y su velocidad. Cuando mayor es el grado de localización
espacial de un electrón, mayor es la incertidumbre acerca de cualespacial de un electrón, mayor es la incertidumbre acerca de cual
es su velocidad, y viceversa. Este es cualitativamente el enunciadoes su velocidad, y viceversa. Este es cualitativamente el enunciado
del principio que lleva su nombre.del principio que lleva su nombre.
No se puede determinar la posición y la velocidadNo se puede determinar la posición y la velocidad
simultáneamente.simultáneamente.

20. PreguntasPreguntas
B

21. PreguntaPregunta
C

22. PreguntaPregunta
E

23. r
ψ
Densidad electrónica
orbital 1s.
Análisis tridimensional
del orbital1s

24. Número cuántico principal, n.
Nivel energético n = 1Nivel energético n = 1
Nivel energético n = 2Nivel energético n = 2
Orbitales s delOrbitales s del
elemento berilio,elemento berilio,
(1s(1s22
,2s,2s22
))

25. Número cuántico secundario o azimutal, l.
Forma de los orbítales s o 0.
Orbital, s.Orbital, s.
2s

26. Orbital px
Orbitales py Orbital pz
Número cuántico secundario o azimutal, l.
Forma de los orbítales p o 1.Forma de los orbítales p o 1.

27. Número cuántico secundario o azimutal, l.
Forma de los orbítales d o 2.Forma de los orbítales d o 2.

28. Número cuántico secundario o azimutal, l.
Forma de los orbítales f o 3.Forma de los orbítales f o 3.

29. z
x
y
2px
2pz2py
ml = -1 ml = 0 ml = +1
z
x
y
z
x
y

30. PreguntaPregunta
1.- Indique el número cuántico principal y secundario para el último
electrón de la siguiente configuración electrónica 1s2
2s2
.
A) n = 2, l = 1
B) n = 1, l = 2
C) n = 2, l = 2
D) n = 2, l = 0
E) n = 1, l = 0

31. PreguntaPregunta
E

32. Modelo rotatorio del electrón: los electrones tienen spines opuestos.
+ 1/2 - 1/2

33. Principio de construcción (Aufbau).
Principio de la mínima energía. Los electrones se ubican primero en los orbitales de más
baja energía, los orbitales de alta energía solo se ocupan cuando no hay más espacio en los
orbitales de mas baja energía.

34. Principio de exclusión de Pauli. Un
determinado orbital puede ser ocupado
por un máximo de dos electrones y
necesariamente deben tener spines
diferentes.
Principio de máxima multiplicidad de
Hund. En los orbitales de la misma
energía los electrones entran de a uno en
cada orbital con el mismo spín. Cuando
se alcanza el semi llenado, recién
comienza el apareamiento con spines
opuestos.

35. PreguntasPreguntas
¿Cuántos electrones de valencia posee el¿Cuántos electrones de valencia posee el
átomo de nitrógeno?átomo de nitrógeno?
¿Por qué es considerado un átomo¿Por qué es considerado un átomo
paramagnético?paramagnético?

36. Estructura de los átomos
Profesor Nibaldo Pastén Rivera 36

37. PreguntaPregunta
C

38. PreguntaPregunta
E

39. PreguntaPregunta
B

40. PreguntaPregunta
D

41. PreguntaPregunta
D

42. PreguntaPregunta
D

43. Configuración electrónicaConfiguración electrónica
abreviadaabreviada
Cuando el número atómico Z de los átomos es elevado,Cuando el número atómico Z de los átomos es elevado,
su configuración electrónica (c.e.) es extensa. Parasu configuración electrónica (c.e.) es extensa. Para
evitar hacer toda la c.e., tomaremos por sabida la c.e.evitar hacer toda la c.e., tomaremos por sabida la c.e.
del gas noble inmediatamente anterior.del gas noble inmediatamente anterior.
Cuando el número atómico Z de los átomos es elevado,Cuando el número atómico Z de los átomos es elevado,
su configuración electrónica (c.e.) es extensa. Parasu configuración electrónica (c.e.) es extensa. Para
evitar hacer toda la c.e., tomaremos por sabida la c.e.evitar hacer toda la c.e., tomaremos por sabida la c.e.
del gas noble inmediatamente anterior.del gas noble inmediatamente anterior.
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44. Series isoelectrónicasSeries isoelectrónicas
Entenderemos por tal aquellas configuraciones que presenten la mismaEntenderemos por tal aquellas configuraciones que presenten la misma
cantidad de electrones.cantidad de electrones.
Ejemplo:Ejemplo:
Una serie isoelectrónica estará constituída por; Ne, NaUna serie isoelectrónica estará constituída por; Ne, Na++
,Mg,Mg+2+2
, Al, Al+3.+3.
Ejercicios:Ejercicios:
Escriba una serie isolectrónica para; AlEscriba una serie isolectrónica para; Al+3+3
, Ca, Ca+2+2
, Br, Br--
..
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45. PreguntaPregunta
B

46. PreguntaPregunta
A