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MCANTO REV 02/14 1 El Modelo atómico de Bohr Modelo atómico nuclear Modelo atómico cuantizado Modelo energético.

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1 MCANTO REV 02/14 1 El Modelo atómico de Bohr Modelo atómico nuclear Modelo atómico cuantizado Modelo energético

2 MCANTO REV 02/14 2 CARACTERISTICAS DE UNA ONDA : LONGITUD DE ONDA (λ) (m) PERIODO (T) (s) FRECUENCIA (f) (1/s)(Hz): 1/T RELACIÓN ENTRE ELLAS: λ f = c Siendo c, una constante: velocidad de la luz ( km/s) ENERGÍA DE UNA ONDA E = h f Siendo h, una constante llamada constante de Planck

3 MCANTO REV 02/14 3 Espectro electromagnético

4 MCANTO REV 02/14 4 ColorLongitud de onda violeta380–450 nm azul450–495 nm verde495–570 nm amarillo570–590 nm naranja590–620 nm rojo620–750 nm

5 MCANTO REV 02/14 5 Espectro electromagnético

6 MCANTO

7 7

8 MCANTO REV 02/14 8 HIDRÓGENO HELIO LITIO BERILIO ESPECTROS ATÓMICOS ( Espectros discontinuos) 400 nm 500 nm 600 nm 700nm λ

9 MCANTO REV 02/14 9 Relación no casual entre las rayas del espectro atómico Fórmula de Balmer para el espectro visible del hidrógeno. Cuando se estudian las emisiones de energía del átomo de hidrógeno mas allá del violeta (región del ultravioleta), también se observan grupos de líneas que responden a una misma fórmula, así se tiene la serie Lyman: UVIR El conjunto de rayas espectrales en la región visible del espectro se le llama serie de Balmer.

10 MCANTO REV 02/14 10 Fórmula de Balmer para el espectro visible del hidrógeno. Cuando se estudian las emisiones de energía del átomo de hidrógeno mas allá del rojo (región del infrarojo), también se observan grupos de líneas que responden a una misma fórmula, así se tiene la serie Paschen: UVIR Relación no casual entre las rayas del espectro atómico

11 MCANTO Finalmente, Rydberg plantea una fórmula general para todo el conjunto de rayas espectrales emitidas por el átomo de hidrógeno: En 1913, Niels Bohr plantea un modelo de átomo que pueda explicar el espectro discontinuo que presenta el átomo de hidrógeno. Se resume en sus famosos tres postulados: Primer Postulado: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares estacionarias, sin emitir ni absorber energía. Cada órbita se caracteriza por su nivel de energía, que es creciente conforme nos alejamos del núcleo Segundo Postulado: Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón sea un múltiplo entero de h/2π m v r = n h / 2 π Donde n se le conoce como número cuántico (1, 2, 3, etc)

12 MCANTO REV 02/14 12 Tercer Postulado: Cuando un electrón pasa de una órbita externa a otra mas interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética: ΔE = h f = h c / λ Serie de Balmer ¿recuerdas? 400 nm 500 nm 600 nm 700nm λ

13 MCANTO REV 02/14 13 A partir de los postulados de Bohr, se deducen las ecuaciones que nos dan a conocer los radios de las órbitas permitidas, así como la energía que poseen los electrones que las ocupan: Respecto al radio de las órbitas: r = a 0 n 2 de donde se deduce que las distintas órbitas no están equidistantes, estando tanto mas distanciadas conforme nos alejamos del núcleo. Respecto a la energía del electrón en cada órbita: Se puede observar que la energía es negativa, y que aumenta conforme nos alejamos del núcleo. Debido a que la energía depende del inverso de n 2, se deduce que la diferencia de energía entre capas se hace menor al alejarnos del núcleo. La energía de un electrón es cero cuando se encuentra en el límite externo de la corteza del átomo. La energía, aunque se puede expresar en Julios, se suele expresar en electrón-voltios (eV), cuya equivalencia es: 1 eV = 1, J

14 MCANTO REV 02/14 14

15 MCANTO REV 02/14 15 Una de las últimas conclusiones que se deducen del modelo atómico de Bohr, es que el número de electrones que puede haber en cada nivel de energía (órbita) se obtiene con la expresión: 2n 2, según la cual: La distribución por capas de los electrones de un átomo de un elemento se conoce como estructura o configuración electrónica del elemento. A los electrones que están situados en la última capa se les denomina electrones de valencia y, al nivel que ocupan, capa de valencia. Estos electrones son los responsables de las propiedades químicas de las sustancias. Primer nivel o capan = 12 electrones Segundo nivel o capan = 28 electrones Tercer nivel o capan = 318 electrones Cuarto nivel o capan = 432 electrones Quinto nivel …………………………………………


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