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.
· Utilizó para su modelo los estudios de la luz y las ideas de Planck.
- Espectros de luz: Espectroscopia
- Estudios de los espectros de luz y se basa en que cada elemento tiene un espectro diferente.
Estudios de Planck
· 1900. Postuló que la materia para poder absorber o emitir energía lo hace por medio de pequeñas unidades discretas llamadas cuantos o fotones.
· Según Planck 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 del 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.
Subniveles de Energía
A los orbitales del Secundario se les asigna 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.
Principios de la Estructura Atómica
- Principio de incertidumbre: Es imposible conocer con precisión simultáneamente la posición y la energía del electrón. (Heisenberg)
- Principio de exclusión: Dos elementos dentro de un mismo átomo no pueden tener sus números cuánticos iguales. (Pauli).
- Principio de máxima sencillez: Los subniveles de un átomo se irán ocupando de acuerdo al orden creciente de sus energías.
- 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.
Desarrollo de la Tabla Periódica
- Berzelius: Desarrolló el sistema de simbología de los elementos: La inicial, Primera letra + Vocal, Primera letra + consonante (Primera letra en Mayúscula, segunda en minúscula). – De su raíz grecolatina 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.
- Chancourtois: 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 periodos. 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 la 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.