Ejercicios Configuracion Electronica

Ejercicios Configuracion electronica

Particula subatomicas

Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser una partícula elemental o una compuesta, a su vez, por otras partículas subatómicas, como son los quarks, que componen los protones y neutrones. No obstante, existen otras partículas subatómicas, tanto compuestas como elementales, que no son parte del átomo, como es el caso de los neutrinos y bosones.

Las propiedades más interesantes de las 3 partículas constituyentes de la materia existente en el universo son:

Protón

Se encuentra en el núcleo. Su masa es de 1,6×10^-27 kg. Tiene carga positiva igual en magnitud a la carga del electrón. El número atómico de un elemento indica el número de protones que tiene en el núcleo. Por ejemplo el núcleo del átomo de hidrógeno contiene un único protón, por lo que su número atómico (Z) es 1.

Electrón

Se encuentra en la corteza. Su masa aproximadamente es de 9,1×10^-31 kg. Tiene carga eléctrica negativa (-1.602×10^-19 C).

Neutrón

Se encuentra en el núcleo. Su masa es casi igual que la del protón. No posee carga eléctrica.

Modelos del Atomo

Modelo de Dalton

Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas. Este primer modelo atómico postulaba:

• La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
• Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
• Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
• Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
• Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).

Modelo de Thomson

Modelo atómico moderno

Funciones de onda de los primeros orbitales atómicos

Modelo atómico de Thomson

Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thompson donde las "pasas" (electrones) se situaban en la parte exterior del "pastel" (la carga positiva).

Modelo de Rutherford

Modelo atómico de Rutherford

Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico.
Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:

• Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
• No explicaba los espectros atómicos.

Modelo de Bohr

Modelo atómico de Bohr

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas.” Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)

• Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
• Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
• Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada.
Bohr no puede explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización.
Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.

Modelo de Schrödinger

Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.

Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno.

ÁTOMO

En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin partes; también, se deriva de "a" no, y "tomo" divisible; no divisible) es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
Su denso núcleo representan el 99.9% de la masa del átomo, y está compuesto de bariones llamados protones y neutrones, rodeados por una nube de electrones, que -en un átomo neutral- igualan el número de protones. .
El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.

El núcleo atómico

El núcleo del átomo se encuentra formado por nucleones, los cuales pueden ser de dos clases:

• Protones: Partícula de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental, y 1,67262 × 10^–27 kg y una masa 1837 veces mayor que la del electrón.
• Neutrones: Partículas carentes de carga eléctrica y una masa un poco mayor que la del protón (1,67493 × 10^–27 kg).

Materia

Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio.

La materia posee diversas propiedades mensurables y no mensurables. Éstas se pueden dividir en dos grupos:

• Propiedades generales: no permiten la identificación de la clase de materia (sustancia). Por ejemplo: la inercia y la extensión (mensurables); la impenetrabilidad (no mensurable).
• Propiedades características o específicas: permiten identificar la sustancia. Por ejemplo: el peso específico (relación entre el peso y el volumen —medidas de la inercia y la extensión de un cuerpo o porción de materia—); el sabor (no mensurable).

PROPIEDADES GENERALES

Gravitación

Inercia

Divisibilidad

Extensión

Impenetrabilidad

 

 

 

Clasificación de la materia

La materia puede clasificarse en dos categorías principales:

• Sustancias puras: cada una de las cuales tiene una composición fija y un único conjunto de propiedades.
• Mezclas: compuestas de dos o más sustancias puras.

Las sustancias puras pueden ser elementos o compuestos, mientras que las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas.

ejercicios.alquenos alcanos y alquinos