Modelo аtómico de Bohr
Enviado por Tamia Manuela Carrillo • 8 de Septiembre de 2014 • Trabajo • 2.395 Palabras (10 Páginas) • 258 Visitas
1.a.)diferencias, un átomo es una sola unidad y una molécula es más de una unidad, ya sea del mismo elemento o de más de un elemento; que el átomo tiene un solo nucleo y la molécula tiene tantos nucleos como atomos.Diferencia: Una molecula es la minima expresion de la materia que puede mantener las propiedades de su sustancia original, mientras que un atomo no posee propiedades por si mismo y no permite explicar el porque de las propiedades de una sustancia.
1.b) El elemento se podria decir k es una sustancia formadasolo por un tipo de atomo y k no puede separarse en otras mas simples y se encuentran en la tabla periodica
Los compuestos son formados por dos o mas elementos como por ejemplo EL AGUA ESTA FORMADO POR DOS ATMOMOS DE HIDROGENO (ESTA EN LA TABLA PERIODICA) Y UNA DE OXIGENO (TAMBIEN ESTA)
1.c) Bueno por que el proton tiene carga positiva y se encuentra en el nucleo, el electron tiene carga negativa y se encuentra en los orbitales.
En cuanto a cual tiene mayor masa es el protón con una masa de 1,6726 × 10-27 kg aproximademente 1.836 veces la del electrón la cual es de 9.11 × 10−31 kg
1.d) Cada periodo te indica un nivel de energía en que se encuentran los elementos, o sea cuantas capas posee.
Los elementos que se encuentran en cada grupo es porque poseen propiedades químicas semejantes entre si.
1.e) . la diferencia recae en que la solidificacion es pasar del estado liquido al solido, como es el caso de lo que sucede al poner agua en el congelador y la fusion es lo opuesto, es decir, cuando un material pasa del estado solido al liquido, por ejemplo al derretirse una paleta helada...
1 f)Modelo atómico de Dalton
Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos (dejando aparte a precursores de la Antigüedad como Demócrito y Leucipo, cuyas afirmaciones no se apoyaban en ningún experimento riguroso).
Los postulados básicos de esta teoría atómica son:
La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos.
Actualmente, se sabe que los atomos sí pueden dividirse y alterarse.
Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades).
Actualmente, es necesario introducir el concepto de isótopos: átomos de un mismo elemento, que tienen distinta masa, y esa es justamente la característica que los diferencia entre sí.
Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.
Al suponer que la relacion numerica entre los atomos era la más sencilla posible, Dalton asignó al agua la formula HO, al amoníaco la formula NH, etc
Modelo Atómico de Bohr
El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales. Para evitar esto, Böhr planteó unos postulados que no estaban demostrados en principio, pero que después llevaban a unas conclusiones que sí eran coherentes con los datos experimentales; es decir, la justificación experimental de este modelo es a posteriori.
Primer postulado
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.
La idea de que "el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares" existía ya en el modelo de Rutherford, pero Böhr supone que, por alguna razón desconocida por el momento, el electrón está incumpliendo las leyes del electromagnetismo y no emite energía radiante, pese a que se trata de una carga eléctrica en movimiento, que debería emitirla continuamente.
Segundo postulado
Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/(2 • ð. )
puesto que el momento angular se define como L = mvr, tendremos:
m: masa del electrón = 9.1 • 10-31 kg
v: velocidad del electrón
r: radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleo
h: constante de Planck
n: número cuántico = 1, 2, 3...
a0: constante = 0,529 Å
Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.
Tercer Postulado
La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck:
Ea - Eb = h • n
Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión).
Correcciones al modelo de Böhr: números cuánticos.
En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3...
Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al electrón:
*Número cuántico secundario o azimutal (l)
*Número cuántico magnético (m)
*Número cuántico de espín (s)
*Número cuántico secundario o azimutal (l).
En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón.
Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una circunferencia.
Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos son: l = 0, 1, 2, ..., n - 1
Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar l serán: 0, 1, 2
Número cuántico magnético (m).
Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann).
Valores permitidos:
...