Download modelo atomico de bhor


Ya desde la época griega
se reflexionaba sobre la
materia, y hasta que
punto ésta era divisible.
Fue así que con el paso
del tiempo se descubrió
que la materia estaba
hecha de partículas muy
pequeñas e indivisibles
llamadas átomos.

Muchos científicos como
Dalton, J. J. Thomson y
Rutherford, formularon teorías
sobre el modelo del átomo, y
una tras otra fueron revelando la
compleja estructura que había
en el átomo.
Tras el descubrimiento del
neutrón en 1913 Böhr intentó
mejorar el modelo atómico de
Rutherford aplicando las ideas
cuánticas de PlancK a su
modelo.
El modelo de Bohr utilizó
algunas de las hipótesis iniciales
de la mecánica cuántica para
describir la estructura de las
órbitas de los electrones.
Las nuevas ideas sobre la
cuantización de la energía formuladas
en el modelo de Bohr son las
siguientes:

El electrón gira en unas órbitas
circulares alrededor del núcleo, y cada
órbita es un estado estacionario que
va asociado a un numero natural, "n"
(núm. cuántico principal), y toma
valores del 1 al 7.

Los electrones orbitan el átomo en
niveles discretos y cuantizados de
energía, es decir, no todas las órbitas
están permitidas, tan sólo un número
finito de éstas.

Así mismo, cada nivel "n" está formado
por distintos subniveles, "l". Y a su
vez, éstos se desdoblan en otros, "m".
Y por último, hay un cuarto núm.
cuántico que se refiere al sentido, "s".

Los niveles de energía permitidos
son múltiplos de la constante de
planck.

Cuando un electrón pasa de un
nivel de energía a otro, se absorve
o se emite energía. Cuando el
electrón está en n=1 se dice que
está en el nivel fundamental (nivel
de mínima energía); al cambiar de
nivel el electrón absorve energía y
pasa a llamarse electrón excitado.

Cuando un electrón pasa de una
órbita externa a una más interna,
la diferencia de energía entre
ambas órbitas se emite en forma
de radiación electromagnética.

El electromagnetismo clásico
predecía que una partícula cargada
moviéndose de forma circular
emitiría energía y por lo tanto los
electrones deberían colapsar sobre
el núcleo en breves instantes de
tiempo.

Para superar este problema Bohr
supuso que los electrones
solamente se podían mover en
órbitas específicas, cada una de las
cuales caracterizada por su nivel
energético, de esta manera los
electrones giraban alrededor del
núcleo sin emitir energía y por lo
tanto mientras se mantuvieran en
ese nivel no perderían ni ganarían
energía.
 Para
conocer como realizar gráficamente el
modelo de Bohr, es necesario ubicar en la
tabla periódica los elementos.
 Saber en qué periodo se ubican y en qué
grupo.
 La cantidad de orbitales donde se ubicaran
los electrones coincide con el periodo en
que se encuentra el átomo o elemento
indicado. Si está en el periodo 4, tiene 4
orbitales donde se ubicaran los electrones.
Este elemento se encuentra en el periodo 3 , tiene 3
orbitales.
 Los
electrones se
ubican en diferentes
niveles energéticos,
llamados órbitas
que se encuentran
ordenadas
respetando una
determinada
cantidad de
electrones por cada
nivel energético
 Por
cada nivel hay
un número
determinado de
electrones que
puede ubicarse.
 En el primer nivel
solo puede haber 2
electrones.
En el último nivel
energético , nunca
habrá ubicados más
de 8 electrones
 Por ejemplo el átomo
de aluminio tiene 13
protones y 14
neutrones, y 13
electrones.


Primer nivel
energético, 2
electrones, segundo
nivel energético ,8
electrones y tercer
nivel energético 3
electrones.
Total: 13 electrones
 Todo
átomo tiene un número atómico y un
número másico que lo identifica, pero en la
naturaleza existen átomos de un mismo
elemento que tienen el mismo número
atómico, pero diferente número másico.
Estos se llaman isótopos.
El
carbono es un elemento que
se simboliza con la C, TIENE
NÚMERO ATÓMICO 6 Y NÚMERO
MÁSICO 12.

En el caso del cloro Z=17 y A=35. Sin embargo, si miramos
en la Tabla Periódica, la masa atómica del cloro natural es
de 35,5. Cuando la masa de un elemento químico es
fraccionaria, resulta evidente que dicho elemento estará
constituídos por una mezcla de sus distintos isótopos. Así,
el cloro natural (masa atómica 35,5) estará formado por la
mezcla de los isótopos 35Cl y 37Cl. Si aplicamos la ley de
mezclas, se puede calcular fácilmente que la proporción
de cada uno de ellos es 75% y 25% respectivamente:
Todos los átomos son neutros, es decir que tienen la
misma cantidad de protones y de electrones. Pero
puede ocurrir que un átomo gane o pierda
electrones cuando se une con otro elemento.
 Hay que recordar que los elementos en la
naturaleza no se encuentran solos, sino que muchas
veces se encuentran de forma natural formando
diferentes compuestos
 Como
el NaCl, el cloruro de sodio o sal
común y el agua, H2O.
 Estos
elementos al estar unidos a otros
elementos, dejar de ser neutros y por lo
tanto adquieren carga. (cuando ceden o
toman electrones que les permite unirse a
otro átomo y formar un compuesto)
 Los
iones pueden tener carga eléctrica, si
tienen carga eléctrica positiva reciben el
nombre de cationes y si tienen carga
eléctrica negativa reciben el nombre de
aniones.
 Un
catión es un átomo que perdió
electrones, la mayoría de los metales son los
que al unirse con otro elemento se
transforman en este tipo de ión. Por ejemplo
el sodio al unirse con el cloro y formal el
cloruro de sodio, cede un electrón de su
último nivel, para dárselo al cloro.
 Un
anión es un átomo que ha ganado
electrones, por lo tanto queda con carga
eléctrica negativa.
 Siguiendo con el ejemplo anterior el cloro,
recibe un electrón del sodio al formar la sal,
y queda con 8m electrones en el último nivel
de energía y adquiere carga -1.
 Todos
los no metales se comportan como
aniones.
 Los gases inertes no reaccionan con nadie,
son estables solos. No se unen con ningún
átomo más.
 Todo átomo al transformarse en ión
adquieren la misma distribución de
electrones que el gas noble o inerte más
cercano en la tabla periódica a dicho átomo
 Autor
: Laura Martinez