El documento explica cómo los números cuánticos describen la estructura atómica y permiten entender por qué los elementos químicos emiten diferentes colores cuando se queman. Niels Bohr propuso que los electrones solo pueden orbitar en niveles de energía específicos, y que cambian entre estos niveles al absorber o emitir radiación. Los números cuánticos como el principal, el orbital y el magnético definen estas órbitas y las propiedades de los átomos.

1. EL ÁTOMO Y SU
E VOLU C IÓN…

2. LOS CAMB IOS …

3. MODELO ATÓMICO ACTUAL
NÚMEROS
CUÁNTICOS

4. NOS PREGUNTAMOS . .
Todos hemos observado alguna vez las diferentes
luces de colores que producen los fuegos artificiales
que se queman en las festividades.
Pero alguna vez te has preguntado¿ a qué se debe
la presencia de estos colores tan brillantes?

5. INVESTIGANDO. .
 Pues en los siglos XVIII y XIX , los científicos identificaron que
cada elemento al estar en contacto con el fuego generaba un tipo
distinto de color.

6. EJEMPLOS
 LITIO
 SODIO
 POTASIO
 CALCIO
 ESTRONCIO
 BARIO
 COBRE

7. NACEN LOS NÚMEROS
CUÁNTICOS
 PERO LA RESPUESTA SOBRE CÓMO ES QUE SE
GENERAN ESTOS COLORES, SE CONOCIÓ GRACIAS AL
MODELO ATÓMICO ACTUAL, EL CUAL SE EXPLICA
MEDIANTE LOS NUMEROS CUÁNTICOS

8. NÚMEROS CUÁNTICOS
(N, L, M, S)
 Niels Bohr propuso el
modelo atómico para poder
explicar el fenómeno de la
emisión de colores.

9.  El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr
 ¤ El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.
 ¤ El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la
primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.
 ¤ Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera
órbita a otra de mayor energía. cuando regrese a la primera órbita emitirá
energía en forma de radiación luminosa.
 En la siguiente simulación puedes elegir la órbita de giro del
electrón. Observa cómo las energías de las órbitas más exteriores son
mayores que las de las órbitas más interiores. "r" es el radio de la órbita.

QUÉ DIJO BOHR. .
 Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford
con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física
Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la
estructura atómica en la que estableció tres postulados:
 ¤ El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino
sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo
de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas.
 ¤ Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite
energía.
 ¤ Cuando un átomo estable sufre una interacción,
como puede ser el imapacto de un electrón o el choque con
otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita
estable o ser arrancado del átomo.

10. FINALMENTE. .
 El concluyó, que cuando un electrón recibe energía brinca de nivel
o de órbita, y cuando deja de recibir esta energia, la libera
retrocediendo de nivel, y produciendo luz.

11. POSTULADOS DEL
MODELO ATÓMICO DE
BOHR.
El electrón solo podrá girar en ciertas órbitas
circulares de energía y radios determinados, y al moverse
en ellas el electrón no radiará energía. En ellas la energía
del electrón será constante.
En estas órbitas se cumplirá que el momento angular
del electrón será múltiplo entero de h/2Π. Estas serán
las únicas órbitas posibles.
El electrón solo emitirá energía cuando estando en una
de estas órbitas pase a otra de menor energía.


12. EL VALOR DE LA N
 A cada órbita o nivel de energia se le asigno un número entero “n”,
llamado número cuántico principal y sus valores van desde 1 hasta el
infinito.

13. DESCRIBIÓ 4 NIVELES:
 PRIMER NIVEL DE ENERGIA: El número máximo de electrones es 2.
 SEGUNDO NIVEL DE ENERGIA: número máximo de electrones es 8.
 TERCER NIVEL DE ENERGIA: número máximo de electrones es 18
 CUARTO NIVEL DE ENERGIA: número máximo de electrones es 32.

14. NUMEROS
CUÁNTICOS
Los números cuánticos son unos números asociados a magnitudes
físicas conservadas en ciertos sistemas cuánticos.

17. NÚMERO CUÁNTICO
PRINCIPAL
Indica el número de niveles de energía del
átomo, por medio de valores enteros positivos.
n= 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7

K L M N O P Q

18. NÚMERO DE ELECTRONES
 Determina tambien el número máximo de electrones que puede
contener cada nivel de energía, deacuerdo con el resultado 2 n
2

19. NUMERO CUÁNTICO
SECUNDARIO
 Indica el número de subniveles posibles de cada nivel de energía.
 Valores: 0, 1, 2, 3 hasta n-1

20. SUBNIVELES
 Si n=3 l= 0,1 y 2
 Cada número representa un subnivel, que se representan con las
letras minúsculas s,p,d,f,g

21. OR B I TAL “ S ”
 Tiene forma esférica y su radio aumenta con el nivel energético
principal.

22. IMAGEN TRIDIMENSIONAL.

23. OR B I TAL “ P ”
 Se caracteriza por tener la forma de dos esferas.

24. OR B I TAL E S “ S ” Y “ P ”

25. MODELO ACTUAL

26. OR B I TAL E S “D” Y “ F ”
 Hasta el momento no han podido describirse con claridad.

27. NUMERO CUANTICO
MAGNE T I CO “M” .
 Permitió explicar la emision de radiacion ccuando el atomo esta
inmerso en un campo magnetico, ademas de definir la orientacion
espacial del orbital.

28. NUMERO CUANTICO
MAGNETICO.
 Define las orientaciones de la nube de electrones u orbital en un
campo magnético.
 Al ser negativo el electrón, se comporta como un pequeño imán.
 Se manifiesta con números positivos, negativo o nulos.

29. NUME RO C UANT I CO “ S ”
GIRO O SPIN
Se refiere al giro del electrón sobre si mismo.
Sus valores son + ½ y - ½
Si los electrones giran en el sentido a las
manecillas del reloj su valor es + ½
Si los electrones giran en el sentido contrario
a las manecillas del reloj su valor es - ½.

30. APOYO ESCOLAR _EN LINEA
 Docente Tutor:Ana M.Gigena