MODELO DE BOHR 1885 - 1962.

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1 MODELO DE BOHR

2 MODELO DE BOHR (1913) El danés Niels Bohr elabora un nuevo modelo atómico para superar los fallos del modelo nuclear de Rutherford, como por ejemplo que no explicaba el hecho de que cualquier carga en movimiento emite energía, por tanto el electrón terminaría chocando con el núcleo.                                                                               

3 Modelo atómico de Bohr y la teoría cuántica de Max Planck
En 1913, el científico danés Niels Bohr basado en los descubrimientos de Rutherford y en la teoría cuántica de Max Planck, dio respuesta a las supuestas fallas del modelo de Rutherford, al proponer lo siguiente.

4 PROPUESTA _ Que en efecto, el átomo tiene un núcleo central diminuto cargado positivamente. _ Que los electrones no pueden estar distribuidos al azar, sino que giran alrededor del núcleo ocupando niveles discretos de energía (órbitas circulares). _ Los electrones pueden alcanzar niveles de energía más altos por la absorción de cantidades fijas de energía (paquetes o cuantos de energía). _ Los electrones que caen a niveles más bajos de energía, emiten cantidades fijas de energía (fotones o cuantos de luz).

5 Postulados Los electrones de los átomos giran en torno al núcleo en niveles energéticos bien definidos. Mientras el electrón permanezca en un estado estacionario no absorbe ni emite energía. Toda variación del estado energético del átomo implica una transición del electrón entre dos posibles estados estacionarios Si un electrón pasa de un nivel de menor energía a otro de mayor energía, es necesario suministrarle energía, la cual devuelve en forma de luz y/o calor cuando regresa al nivel energético original.

6 El electrón pasa instantáneamente de un nivel de energía a otro, no existen etapas intermedias. (ej: la escalera) La absorción de un fotón o cuanto de energía (un paquete de energía extremadamente pequeño con una cantidad definida de energía) eleva al electrón a un nivel de energía más alto, llamado estado excitado. Cuando el electrón cae luego a niveles de energía más bajos, se desprende energía en forma de luz (cuantos específicos).

7 Este modelo compaginó el átomo nuclear de Rutherford con la nueva física que estaba surgiendo, física cuántica. Sugirió que los electrones no pueden tener cualquier cantidad de energía, sino sólo ciertas cantidades específicas, es decir, la energía de un electrón está cuantizada.

8 En 1913 Bohr crea un modelo atómico que se basaba en la física cuántica.
Los electrones se ubican en orbitas, al igual como los planetas giran alrededor del sol. Cada orbita o nivel de energía, contiene una cantidad determinada de electrones. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica.

9 Absorción Emisión

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11 Cada nivel de energía de un átomo sólo puede contener un cierto números de electrones como máximo, y está dado por la fórmula 2n², donde n es igual al número del nivel de energía que se está llenando. En el primer nivel de energía (n=1) la cantidad máxima de electrones es 2∙(1)² = 2 En el segundo nivel de energía (n=2), la cantidad máxima de electrones es 2∙(2) ² =8

12 El tercer nivel de energía (n=3),la cantidad de electrones es 2∙(3)²=18
El cuarto nivel de energía (n=4),la cantidad de electrones es 2∙(4)²=32

13 Modelo Atómico de Bohr

14 DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA.
Según modelo los electrones se distribuyen en diferentes niveles, que llamaremos capas. Con un número máximo de electrones en cada nivel o capa. Nivel Numero máximo de electrones 1 2 8 3 18 4 32 5

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16 DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA.
Así , en un elemento como el potasio en estado neutro: 19 K 1ªcapa : 2e- 2ªcapa : 8e- 3ªcapa : 9e-

17 Look at the number of electons and protons
Look at the number of electons and protons. This number is characteristic for each elemnt. Helium: two electrons, two protons, so Helium is number two in the periodic table. Lithium is number three in the periodic table because it has three protons and three electrons.

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19 DIAGRAMA DEL MODELO DE BOHR

20 ESPECTROS Y MODELO DE BOHR
Bohr, planteó que cada elemento contenía líneas espectrales características que correspondían exactamente a las energías emitidas por los electrones, cuando pasaban de un nivel a otro, y que cada línea del espectro correspondía a la energía liberada o absorbida en estas transiciones

21 ¿QUÉ SON LAS LÍNEAS ESPECTRALES?
Cuando la luz solar pasa a través de un prisma, ésta se refracta separándose en todos sus colores (componentes).

22 Cuando los físicos calentaban diferentes elementos como el hidrógeno, el sodio, el hierro, etc., hasta que estaban radiantes, y dirigían la luz a través de un prisma, observaban que no aparecía el arco iris completo. En su lugar se obtenían líneas brillantes de ciertos colores denominadas líneas espectrales de emisión

23 Un átomo en estado fundamental ( de menor energía) al ser irradiado por una fuente de calor (energía calórica), pasa a un estado excitado (mayor energía). Los electrones atómicos saltan de una orbita a otra ( de menor a mayor energía) y cuando ya no es irradiado por una fuente de calor vuelven los electrones al nivel de menor energía, desprendiendo luz (emitiendo una energía de la misma frecuencia hv que absorbió anteriormente). Esto dará origen a un espectro de emisión.

24 Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión. Que corresponde a las líneas de colores

25 ESPECTRO DE EMISIÓN

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28 Los elementos químicos en estado gaseoso y sometidos a temperaturas elevadas producen espectros discontinuos en los que se aprecia un conjunto de líneas que corresponden a emisiones de sólo algunas longitudes de onda. El siguiente gráfico muestra el espectro de emisión del sodio: El conjunto de líneas espectrales que se obtiene para un elemento concreto es siempre el mismo, incluso si el elemento forma parte de un compuesto complejo y cada elemento produce su propio espectro diferente al de cualquier otro elemento. Esto significa que cada elemento tiene su propia firma espectral.

29 Además al analizar el espectro proveniente de la luz solar o de otra estrella apreciaron la presencia de «huecos» en el espectro, que supusieron que correspondían a las longitudes de onda absorbidas por los átomos encontrados en su paso. A este tipo de espectros se les denomina espectros de absorción

30 ESPECTRO DE ABSORCIÓN Si hacemos pasar la luz blanca por una sustancia antes de atravesar el prisma sólo pasarán aquellas longitudes de onda que no hayan sido absorbidas por dicha sustancia y obtendremos el espectro de absorción de ella. El gráfico siguiente muestra el espectro de absorción del sodio (líneas negras): Observa que el sodio absorbe las mismas longitudes de onda que es capaz de emitir.

31 ESPECTRO DE ABSORCIÓN

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34 ALGUNOS ESPECTROS DE EMISIÓN (ensayo a la llama)
cobre cobalto Cada elemento presenta un espectro de emisión diferente identificable a simple vista mediante el ensayo a la llama.

35 Los espectros atómicos fueron la clave que permitieron deducir la estructura electrónica de los átomos. Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque solamente en algunas frecuencias que le son características. El conjunto de líneas espectrales son la «huella digital» de los átomos.

36 El modelo de Bohr es un modelo matemático y explica satisfactoriamente sólo el átomo de H, pero no los demás elementos, por lo cual fue descartado y se dio paso a un nuevo modelo, que es un modelo matemático y que se basa en la ecuación de onda de Schrödinger, que describe las propiedades de los electrones en los átomos, el modelo mecánico cuántico (modelo atómico actual).

37 Resumen