QUIMICA NEUMATICA

1. ELECTROMECÁNICA

2. Modelos atómicos
Configuración electrónica
Electromecánica

3. Resumen modelos atómicos
Los modelos atómicos han ido surgiendo para explicar los
fenómenos que se presentan en la naturaleza.
• Primero: Explicar el comportamiento de la materia, da
origen al atomismos de Demócrito 400 ac
• Segundo: explicar el comportamiento de los gases y
de la materia: da origen al concepto de átomo. Modelo
de Dalton 1800
• Tercero: explicar el fenómeno de la electricidad, da
origen al modelo de Thomson (1900).
• Cuarto: explicar la naturaleza de la radiactividad, da
origen al modelo de Rutherford(1910), complementado
por Chadwick (1932).
• Quinto: explicación del origen y propiedades de la luz:
da origen al modelo de Bohr (1925)
• Sexto: relacionar las líneas del especto con la
naturaleza del electrón, da origen al modelo mecánico
ondulatorio. Schrodinger (1926)
En la creación de estos modelos hay que considerar una
cadena de experimentos y autores, unos han retomado
el trabajo de los anteriores.
Son muchos los investigadores que han intervenido para
dar cimiento a los modelos atómicos.
Gracias a estos modelos se han logrado muchos de los
avances tecnológicos con los que contamos
actualmente.

5. Análisis histórico del concepto de átomo
• Demócrito de Abdera (460 - 370 a. C.) discípulo
de Leucipo, fundador del atomismo,
concepción atomista de un universo compuesto
únicamente por átomos y vacío.
• John Dalton 1766-1844) Entre sus trabajos destacan
el modelo atómico y su tabla de pesos relativos de
los elementos, que contribuyeron a sentar las bases
de la química moderna.
• Los cinco puntos principales de la teoría atómica
de Dalton
1. Los elementos están constituidos de partículas
diminutas llamadas átomos que son indestructibles
e indivisibles.
2. Todos los átomos de un determinado elemento son
idénticos.
3. Los átomos de un elemento son diferentes de los
de cualquier otro elemento, y los átomos de
elementos diferentes se pueden distinguir unos de
otros por sus respectivos pesos atómicos relativos.
4. Los átomos de un elemento se combinan con los
átomos de otros elementos para formar compuestos
químicos, y un compuesto dado siempre tiene el
mismo número relativo de tipos de átomos.
5. Los átomos no se pueden crear ni dividir en
partículas más pequeñas, ni se destruyen en el
proceso químico. Una reacción química simplemente
cambia la forma en que los átomos se agrupan. A New System of Chemical Philosophy (1808).

6. e = 1,60210 · 10-
19 C.
Experiencia de Millikan 1913
inglés Joseph John Thomson (1897)
Ernest Rutherford
(1910)
m = 9,1091 · 10-31 kg
modelo en el que la aplicación de un
campo eléctrico intenso entre las placas
de un condensador permite mantener
inmóvil y suspendida una gotita de
aceite por equilibrio de las fuerzas
gravitatoria y electrostática que actúan
sobre ella.
Thomson observó que el campo eléctrico
desviaba los rayos catódicos en sentido
vertical hacia la placa positiva, concluyo
de sus experimentos que estaban
formados por partículas negativas que
llamo electrones
Conclusiones del experimento de
Rutherford y sus colegas Hans
Geiger y Ernest Marsden:
1.una mayoría de las partículas
atravesaban la lámina de oro;
2.algunas partículas se desviaban
ligeramente;
3.otras partículas se desviaban con
un ángulo mayor, hasta 180º,
prácticamente rebotando.

7. Modelos de Bohr
Niels Bohr:
Su modelo explica la absorción y emisión de la luz por el átomo, dice
que
Los electrones giran en órbitas concéntricas, como los planetas
alrededor del sol, con valores de energía determinados.
Cuando un electrón salta a órbitas interiores emite paquetes energía
(fotones en forma de luz)
Cuando un electrón salta a órbitas exteriores absorbe paquetes de
energía (fotones)
Esto explica la formación del especto del líneas al descomponerse la
luz

9. Series espectrales. Las diferentes líneas que
aparecieron en el espectro del hidrógeno se podían
agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es
más parecida: · Serie Lyman: zona ultravioleta del
espectro. · Serie Balmer: zona visible del espectro.

10. Modelo de Schrodinger – Mecánico Ondulatorio
Erwin Schrodinger:
Para explicar las divisiones en líneas mas finas del espectro de
líneas, detectadas con instrumentos mas finos. Schrodinger
propuso la ecuación de onda. Que está basada en cuatro
números cuánticos.
1) Número cuántico principal “n” : describe el nivel de
energía principal de probabilidad de encontrar el electrón,
se representa por un número: 1, 2, 3, …,7
2) Número cuántico azimutal “l” indica la forma del
subnivel orbital o región del espacio donde es posible
localizar el electrón, Se utilizan las letras: s, p, d, f para
representarlo
3) Número cuántico magnético “𝑚𝑙“ , describe la
orientación de cada orbital del subnivel, en el espacio.
Ejemplo en el subnivel p se admiten 3 orientaciones en: x,
y, y z que corresponden a los orbitales 𝒑𝒙, 𝒑𝒚, 𝒚 𝒑´𝒛.
• Cada orbital admite máximo dos electrones. Si el
subnivel p está lleno serán 6 electrones..
• El número de electrones por subnivel se indica con un
superíndice. Ejemplo: 𝑝5
está diciendo que hay 5
electrones en el subnivel p.
• El número máximo que admiten los subniveles son: s 2,
p 6, d 10, f 14, van aumentando de 4 en 4
4) Numero cuántico espín del electrón “s” se
relaciona con el sentido de giro del electrón sobre su eje,
(una carga que gira genera un campo magnético). Los
espines se indican con los números +1/2 y -1/2,
Nivel de
energía
Subniveles: s,p,d,f; y orbitales
Orientación de los orbitales
Espín del electrón

11. Configuración electrónica o notación espectral
De acuerdo con el modelo mecánico ondulatorio,
los electrones se van ubicando en la corteza del
átomo siguiendo el orden de números cuánticos:
1ro nivel, 2do subnivel, 3ro orbital, 4to el espín.
Para indicarlo se utiliza la notación abreviatura
𝒏𝒙𝒚
que indica: 𝒏 el nivel; 𝒙 el subnivel; 𝒚 el
número de electrones en el subnivel.
Diagrama de como
se van ubicando los
electrones
sucesivamente
Ejemplo: configuración electrónica del oxígeno
1𝑠22𝑠22𝑝4

12. Nivel de energía
n
Subnivel
l
Número de orbitales o Número de
orientaciones
𝑚𝑙
𝑒−
por
subnivel 𝑒−
por nivel
2𝑛2
1 s 1 2 2
2
s 1 2
8
p 3 6
3
e 1 2
18
p 3 6
d 5 10
4
s 1 2
32
p 3 6
d 5 10
f 7 14
Población máxima de electrones en un nivel de energía

13. Ejercicios
Escribir la configuración electrónica de los siguientes elementos:
a) H, C, N, Cl, Ca, Na
b) 𝑍 = 22, 𝑍 = 50

14. Química Neumática
Concepto de mol
Modelos atómicos
Configuración electrónica
Electromecánica
FIN