MODELO DE BOHR

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MODELO DE BOHR
1885 - 1962
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• 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.

                                           
                                   
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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.

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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).

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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.

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• 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).

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• 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.

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• 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.

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Absorción
Emisión
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(No Transcript)
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• 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 (n1) la cantidad
  máxima de electrones es 2(1)² 2
• En el segundo nivel de energía (n2), la cantidad
  máxima de electrones es 2(2) ² 8

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• El tercer nivel de energía (n3),la cantidad de
  electrones es 2(3)²18
• El cuarto nivel de energía (n4),la cantidad de
  electrones es 2(4)²32

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Modelo Atómico de Bohr
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DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA.
Nivel Numero máximo de electrones
1 2
2 8
3 18
4 32
5 32

• Según modelo los electrones se distribuyen en
  diferentes niveles, que llamaremos capas. Con un
  número máximo de electrones en cada nivel o capa.

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(No Transcript)
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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-

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(No Transcript)
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(No Transcript)
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DIAGRAMA DEL MODELO DE BOHR
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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

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QUÉ SON LAS LÍNEAS ESPECTRALES?

• Cuando la luz solar pasa a través de un prisma,
  ésta se refracta separándose en todos sus colores
  (componentes).

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• 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

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• 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.

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• 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

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ESPECTRO DE EMISIÓN
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(No Transcript)
27
(No Transcript)
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• 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.

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• 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

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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.

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ESPECTRO DE ABSORCIÓN
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(No Transcript)
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• También ocurre con la absorción, que unos cuerpos
  absorben la radiación de unas determinadas
  longitudes de onda y no absorben la radiación de
  otras longitudes de onda, por lo que cada cuerpo,
  cada elemento químico en realidad, tiene su
  propio espectro de absorción, correspondiéndose
  con su espectro de emisión, cual si fuera el
  negativo con el positivo de una película.

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http//cas.sdss.org/dr3/sp/proj/advanced/spectralt
ypes/energylevels.asp
http//www.fisicanet.com.ar/quimica/estructura_ato
mica/ap11_espectros_opticos.php
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(No Transcript)
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(No Transcript)
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ALGUNOS ESPECTROS DE EMISIÓN (ensayo a la llama)
Cada elemento presenta un espectro de emisión
diferente identificable a simple vista mediante
el ensayo a la llama.
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• 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.

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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).
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Resumen