Modelo atómico de bohr carbono

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Modelo Atómico de Niels Bohr

·Discípulo y colaborador de Thompson y Rutherford.

·Observó que el modelo de Rutherford y Chadwick Eran inestables, ya que los electrones al girar sobre su núcleo, al tener Velocidad constante, se precipitarían en trayectoria espiral.

·Utilizo para su modelo les estudios de la luz y Las ideas de Plank.

-Espectros de luz: Espectroscopia

-Estudios de los espectros de luz y se basa en Que cada elemento tiene un espectro diferente.

Estudios de Plank

·1900. Postuló que la materia para poder absorber O emitir energía lo hace por medio de pequeñas unidades discretas llamada Cuantos o fotones.

·Según Plank la energía no aparece de forma Continua sino por paquetes energéticos, cuantos o fotones.

Modelo de Bohr

·Cada órbita o nivel energético está determinado Por el número cuántico principal “n“.

·El número de niveles energéticos depende de Número de electrones del elemento.

·Cada nivel energético se designa con números del 1 al 7 o con las letras k, l, m, n, o, p, q.

·El electrón ni gana ni pierde energía si se Encuentra en su nivel.

·Si un electrón cambia a un nivel más alto (más Alejado del núcleo) requiere absorber energía.

·Un electrón en niveles exteriores, involucra una Mayor energía que en orbitales internos.

Modelo Atómico de Niels Bohr

·Discípulo y colaborador de Thompson y Rutherford.

·Observó que el modelo de Rutherford y Chadwick Eran inestables, ya que los electrones al girar sobre su núcleo, al tener Velocidad constante, se precipitarían en trayectoria espiral.

·Utilizo para su modelo les estudios de la luz y Las ideas de Plank.

-Espectros de luz: Espectroscopia

-Estudios de los espectros de luz y se basa en Que cada elemento tiene un espectro diferente.

Estudios de Plank

·1900. Postuló que la materia para poder absorber O emitir energía lo hace por medio de pequeñas unidades discretas llamada Cuantos o fotones.

·Según Plank la energía no aparece de forma Continua sino por paquetes energéticos, cuantos o fotones.

Modelo de Bohr

·Cada órbita o nivel energético está determinado Por el número cuántico principal “n“.

·El número de niveles energéticos depende de Número de electrones del elemento.

·Cada nivel energético se designa con números del 1 al 7 o con las letras k, l, m, n, o, p, q.

·El electrón ni gana ni pierde energía si se Encuentra en su nivel.

·Si un electrón cambia a un nivel más alto (más Alejado del núcleo) requiere absorber energía.

·Un electrón en niveles exteriores, involucra una Mayor energía que en orbitales internos


A los orbitales del Secundario se les asigno las letras s, P, d y f.
Proviene de los tipos de líneas que los científicos encontraron En los espectros químicos.

S: Sharp:

Líneas débiles, aunque distinguibles.

P: Principal:

Para las líneas intensas.

D: Difusa:

Para las líneas difusas.

F: Fundamental:

Para las líneas presentes en varios espectros.

1)Principio de incertidumbre:


Es Imposible conocer con precisión simultáneamente la posición y la energía del Electrón. (Heisenberg)

2)Principio de exclusión:


Dos elementos Dentro de un mismo átomo no pueden tener sus números cuánticos iguales. (Pauli).

3)Principio de máxima sencillez


Los Subniveles de un átomo se irán ocupando de acuerdo al orden creciente de sus Energías.

4)Principio de máxima multiplicidad:


Dos Electrones no pueden pasearse en el mismo orbital hasta que todos los orbitales De ese subnivel tengan un electrón cada uno.


Berzelius:

Desarrolla el sistema de simbología de los elementos - La inicial, Primera Letra +Vocal, Primera letra + consonante (Primera letra en Mayus, segunda en Minúscula). – De su raíz gercolatina o su nombre – son aprobados por la IUPAC.

Lavoisier:

Determinó algunas masas atómicas de forma relativa. Realizó una organización de Dichas masas en orden creciente.

Chacourtois:

Organizó los elementos en orden creciente de sus masas. Hélice abajo, más masa. Acomodo poco práctico y no fue generalizado.

Döbereiner:

Tomó en cuenta las masas atómicas de algunos elementos. Consideró propiedades Físicas y químicas para acomodar elementos en triadas. Promedio de masas de Extremos es igual a masa del intermedio.

Newlands:

Organiza en orden creciente de masas. Semejanza en propiedades de elementos al Octavo-“octavas”. Válido hasta el calcio

Mendeliev:

Organización de forma creciente de masas. Observa que las propiedades de los Elementos son por periódos. Predice existencia de elementos al dejar espacio en Su tabla para ellos, prediciendo masas y propiedades. Muy usada.

H. Moseley:

Estudia con Rayos X y demuestra que las propiedades periódicas no Se deben a la masa atómica. Periodos: Coinciden en su última capa electrónica Grupos: Mismo número de electrones en su última capa

Propiedades Periódicas

Electronegatividad:

La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo de un cierto elemento A captar electrones. Permite predecir fuerza de enlaces.

Radio Atómico:

Básicamente es la distancia que hay entre el centro del núcleo Hasta el electrón más externo.

Radio Iónico:

Aumenta cuando se ganan e-, disminuye cuando se pierden.

Energía De Ionización:

Energía necesaria para arrancar un e- de Valencia de un átomo neutro. Por cada e- existe una energía necesaria.


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