MODELO ATOMICO DE BOHR 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.

Por ejemplo: Este elemento se encuentra en el periodo 3 , tiene 3 orbitales.

Para ello hay que saber la disposición de los electrones 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.

Niveles energéticos 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.

Átomo de aluminio Primer nivel energético, 2 electrones, segundo nivel energético ,8 electrones y tercer nivel energético 3 electrones. Total: 13 electrones

Isótopos 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.

Isótopos El carbono es un elemento que se simboliza con la C, TIENE NÚMERO ATÓMICO 6 Y NÚMERO MÁSICO 12.

Isotopos del carbono

Isótopo del Cloro 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:

Masa atómica relativa

Isótopos. Usos

IONES 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

Iones 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)

Iones 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.

Catión 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.

ANIÓN 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.

IONES 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

IONES

fin Autor : Laura Martinez