Estructuras Atómicas

Modelo atómico de Bohr.

En 1913, Bohr postuló la idea de que el átomo es un pequeño sistema solar con un pequeño núcleo en el centro y una nube de electrones que giran alrededor del núcleo. Hasta aquí, todo es como en el modelo Rutherford. Lo original de la teoría de Bohr es que afirma:

 Los electrones solamente pueden estar en órbitas fijas muy determinadas, negando todas las demás.

 En cada una de estas órbitas, los electrones tienen asociada una determinada energía, que es mayor en las órbitas más externas.

 Los electrones no irradian energía al girar en torno al núcleo.

 El átomo emite o absorbe energía solamente cuando un electrón salta de una órbita a otra.

 Los saltos de órbita se producen de forma espontánea.

 En el salto de una órbita a otra, el electrón no pasa por ninguna órbita intermedia.

Imagen tomada de http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/tutorial-08.html

La característica esencial del modelo de Bohr es que, según él, los electrones se ubican alrededor del núcleo únicamente a ciertas distancias bien determinadas. El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo planetario de Copérnico, los planetas describiendo órbitas circulares alrededor del Sol. El electrón de un átomo describe también órbitas circulares, pero los radios de estas órbitas no pueden tener cualquier valor, sino valores fijos.

Cuando un electrón salta de una órbita a otra, lo hace sin pasar por órbitas intermedias. Esto es una afirmación que rompe las ideas normales que tenemos, porque no podemos visualizar cómo sucede esto exactamente.

En el modelo de Bohr, se estipula que la energía del electrón es mayor cuanto mayor sea el radio r.

Por lo cual, cuando el electrón salta a una órbita de menor radio, se pierde energía. Esa energía perdida es la que el átomo emite hacia el exterior en forma de un quanto de luz. Dicho de otro modo, en forma de fotón.

I. Información de: http://astrojem.com/teorias/modelobohr.html

Spinders.

Es el cuarto número cuántico. Nos indica que el electrón al estar en un orbital gira debido al campo magnético. Sólo puede tener dos valores (Gira a la derecha o izquierda) y se representan: +1/2, -1/2.

El espín fue introducido en 1925 por Ralph Kronig e, independientemente, por George Uhlenbeck y Samuel Goudsmit.

Los dos físicos, Goudsmit y Uhlenbeck, descubrieron que, si bien la teoría cuántica de la época no podía explicar algunas propiedades de los espectros atómicos, añadiendo un número cuántico adicional, el spin, se lograba dar una explicación más completa de los espectros atómicos.

Valencia.

La valencia, es el número de electrones que tiene un elemento en su último nivel de energía, son los que pone en juego durante una reacción química o para establecer un enlace con otro elemento. Hay elementos con más de una valencia, por ello se reemplaza a este concepto con el de números de oxidación que a fin de cuentas representa lo mismo.

La etimología de la palabra "valencia" proviene de 1543, significando "molde", del latín valentía "fuerza, capacidad", y el significado químico refiriéndose al "poder combinante de un elemento" está registrado desde 1884, del alemán Valenz. En 1890, William Higgins publicó bocetos sobre lo que él llamó combinaciones de partículas "últimas", que esbozaban el concepto de enlaces de valencia.

Tipos de valencia.

 Valencia positiva máxima:

Es el número positivo que refleja la máxima capacidad de combinación de un átomo. Este número coincide con el Grupo de la Tabla Periódica al cual pertenece. Por ejemplo: el Cloro (Cl) es del Grupo VII A en la tabla, por lo que su valencia positiva máxima es 7.

 Valencia negativa sólo para el grupo A no para el grupo B:

Es

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