1) A principios del siglo XX, los científicos comenzaron a estudiar cómo se disponen los electrones en los átomos. Niels Bohr descubrió en 1913 cómo la estructura electrónica de los átomos está relacionada con las estructuras de rayas observadas en los espectros atómicos.
2) Los espectros atómicos pueden ser de emisión o absorción. Los espectros de emisión consisten en un conjunto de rayas brillantes sobre un fondo oscuro y son característicos de cada elemento.
3) La
El modelo atómico de Bohr propuso tres postulados: 1) Los electrones orbitan en órbitas circulares definidas alrededor del núcleo sin irradiar energía. 2) Solo ciertas órbitas son permitidas donde el momento angular es un múltiplo entero de h/2π. 3) Los electrones solo absorben o emiten energía al saltar entre órbitas permitidas, emitiendo o absorbiendo un fotón con energía igual a la diferencia entre los niveles.
modelo atomico de bohr para el hidrogenoXimena Lucero
El documento describe el modelo atómico de Niels Bohr de 1913. Bohr propuso que los electrones solo pueden orbitar el núcleo en órbitas discretas o niveles de energía. Cuando un electrón cambia de un nivel energético más alto a uno más bajo, emite un paquete de energía en forma de radiación electromagnética de una longitud de onda específica. Esto resolvió los problemas con el modelo atómico anterior de Rutherford, que predecía que los átomos serían inestables.
El documento presenta el modelo atómico de Bohr, explicando primero cómo se concebía el átomo antes de Bohr y los modelos de Thomson y Rutherford. Luego, describe cómo Bohr propuso que la energía en los átomos está cuantizada y puede tener solo valores discretos, lo que llevó a su modelo con cuatro postulados clave. Finalmente, se muestra la justificación matemática del modelo a través de ecuaciones que relacionan la energía, momento angular y radio orbital del electrón.
El documento describe la historia del descubrimiento del átomo y sus componentes. Explica que Bohr propuso que los electrones giran en órbitas determinadas alrededor del núcleo. También describe las partículas subatómicas como el electrón, protón y neutrón, así como las fuerzas fundamentales y los procesos de fisión y fusión nuclear.
El modelo atómico de Bohr propone que los electrones orbitan el núcleo en órbitas circulares cuantizadas. Para que el electrón se mantenga en órbita, las fuerzas centrífuga y coulombiana deben equilibrarse. Solo órbitas con radio que cumpla cierta ecuación son estables. La energía del electrón depende del número cuántico principal n. Los átomos emiten o absorben radiación a frecuencias características cuando los electrones cambian de órbita.
El documento presenta información sobre la biografía y los modelos atómicos propuestos por el físico danés Niels Bohr. Bohr postuló tres modelos atómicos donde propuso que los electrones solo pueden orbitar en ciertos niveles de energía estables y que al cambiar de nivel emiten o absorben energía, lo que explica los espectros de líneas característicos de cada elemento. Su teoría tuvo la limitación de solo aplicarse a átomos con un solo electrón.
1. En 1913, Niels Bohr desarrolló un modelo atómico basado en cuatro postulados que explicaban el comportamiento de los electrones en los átomos y las líneas espectrales discretas. 2. Según el modelo de Bohr, los electrones solo pueden orbitar en órbitas cuantizadas con valores enteros del momento angular. 3. Cuando un electrón cambia de órbita, absorbe o emite un fotón con una energía igual a la diferencia de energía entre las dos órbitas.
El documento resume la evolución del modelo atómico desde los filósofos griegos hasta el modelo actual. Los primeros consideraron que la materia era continua o discontinua. Dalton propuso la teoría atómica moderna basada en átomos indivisibles. Más tarde, se descubrió que los átomos estaban formados por un núcleo central con carga positiva y electrones con carga negativa en la corteza. Finalmente, se determinó que los núcleos contenían protones y neutrones y los electrones se organizaban en capas alrededor
El modelo atómico de Bohr propuso tres postulados: 1) Los electrones orbitan en órbitas circulares definidas alrededor del núcleo sin irradiar energía. 2) Solo ciertas órbitas son permitidas donde el momento angular es un múltiplo entero de h/2π. 3) Los electrones solo absorben o emiten energía al saltar entre órbitas permitidas, emitiendo o absorbiendo un fotón con energía igual a la diferencia entre los niveles.
modelo atomico de bohr para el hidrogenoXimena Lucero
El documento describe el modelo atómico de Niels Bohr de 1913. Bohr propuso que los electrones solo pueden orbitar el núcleo en órbitas discretas o niveles de energía. Cuando un electrón cambia de un nivel energético más alto a uno más bajo, emite un paquete de energía en forma de radiación electromagnética de una longitud de onda específica. Esto resolvió los problemas con el modelo atómico anterior de Rutherford, que predecía que los átomos serían inestables.
El documento presenta el modelo atómico de Bohr, explicando primero cómo se concebía el átomo antes de Bohr y los modelos de Thomson y Rutherford. Luego, describe cómo Bohr propuso que la energía en los átomos está cuantizada y puede tener solo valores discretos, lo que llevó a su modelo con cuatro postulados clave. Finalmente, se muestra la justificación matemática del modelo a través de ecuaciones que relacionan la energía, momento angular y radio orbital del electrón.
El documento describe la historia del descubrimiento del átomo y sus componentes. Explica que Bohr propuso que los electrones giran en órbitas determinadas alrededor del núcleo. También describe las partículas subatómicas como el electrón, protón y neutrón, así como las fuerzas fundamentales y los procesos de fisión y fusión nuclear.
El modelo atómico de Bohr propone que los electrones orbitan el núcleo en órbitas circulares cuantizadas. Para que el electrón se mantenga en órbita, las fuerzas centrífuga y coulombiana deben equilibrarse. Solo órbitas con radio que cumpla cierta ecuación son estables. La energía del electrón depende del número cuántico principal n. Los átomos emiten o absorben radiación a frecuencias características cuando los electrones cambian de órbita.
El documento presenta información sobre la biografía y los modelos atómicos propuestos por el físico danés Niels Bohr. Bohr postuló tres modelos atómicos donde propuso que los electrones solo pueden orbitar en ciertos niveles de energía estables y que al cambiar de nivel emiten o absorben energía, lo que explica los espectros de líneas característicos de cada elemento. Su teoría tuvo la limitación de solo aplicarse a átomos con un solo electrón.
1. En 1913, Niels Bohr desarrolló un modelo atómico basado en cuatro postulados que explicaban el comportamiento de los electrones en los átomos y las líneas espectrales discretas. 2. Según el modelo de Bohr, los electrones solo pueden orbitar en órbitas cuantizadas con valores enteros del momento angular. 3. Cuando un electrón cambia de órbita, absorbe o emite un fotón con una energía igual a la diferencia de energía entre las dos órbitas.
El documento resume la evolución del modelo atómico desde los filósofos griegos hasta el modelo actual. Los primeros consideraron que la materia era continua o discontinua. Dalton propuso la teoría atómica moderna basada en átomos indivisibles. Más tarde, se descubrió que los átomos estaban formados por un núcleo central con carga positiva y electrones con carga negativa en la corteza. Finalmente, se determinó que los núcleos contenían protones y neutrones y los electrones se organizaban en capas alrededor
El modelo atómico de Bohr propuso en 1913 que los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Bohr basó su modelo en el átomo de hidrógeno, con un protón en el núcleo y un electrón girando a su alrededor en órbitas cuantizadas de energía discreta. Cuando el electrón cambia de una órbita de alta energía a una de baja energía, emite un cuanto de energía en forma de luz.
El documento describe el modelo atómico propuesto por Niels Bohr en 1913. De acuerdo con este modelo, los electrones solo pueden orbitar el núcleo en órbitas discretas y cuantizadas, con energías específicas. Esto explicaba las líneas espectrales discretas observadas en el átomo de hidrógeno. Aunque era una aproximación, el modelo de Bohr fue fundamental para el desarrollo de la mecánica cuántica.
El documento proporciona información sobre la historia y el origen de la tabla periódica de los elementos. Explica que Dmitri Mendeleev fue el primero en darse cuenta de que al ordenar los elementos por masa atómica, ciertas propiedades se repetían periódicamente. Más adelante, se descubrió que esto se debía a la estructura electrónica de los átomos. También menciona otros químicos como Newlands y Döbereiner que realizaron tempranos intentos de clasificar los elementos.
Este documento presenta los orígenes de la teoría cuántica, incluyendo la hipótesis de Planck sobre la cuantización de la energía, la teoría corpuscular de Einstein sobre el efecto fotoeléctrico, y cómo estos conceptos cuánticos ayudaron a explicar los espectros atómicos que el modelo de Rutherford no podía explicar.
El modelo atómico de Bohr propuso que (1) los electrones solo pueden orbitar en ciertos niveles de energía cuantizados alrededor del núcleo y (2) cuando un electrón cambia de un nivel de energía a otro, absorbe o emite un fotón con una energía igual a la diferencia de energía entre los dos niveles. Bohr formuló cuatro postulados clave para explicar este comportamiento cuántico en el átomo de hidrógeno.
El documento describe las contribuciones de Niels Bohr y Arnold Sommerfeld al desarrollo del modelo atómico. Bohr propuso un modelo en el que los electrones orbitan el núcleo en órbitas estacionarias y cuantizadas, por lo que solo pueden tener ciertos valores de energía. Más tarde, Sommerfeld mejoró este modelo introduciendo órbitas elípticas y velocidades electrónicas relativistas, lo que llevó a nuevos números cuánticos.
El modelo atómico de Bohr postuló que los electrones giran en órbitas circulares definidas alrededor del núcleo atómico, absorbiendo o emitiendo energía al cambiar de órbita. Bohr basó su modelo en el átomo de hidrógeno, con un protón y un electrón girando en su alrededor en órbitas cuantizadas que determinan los diferentes niveles de energía del átomo.
El modelo atómico de Bohr explica que los electrones tienen órbitas estables alrededor del núcleo girando en círculos de menor energía. El modelo se basa en el átomo de hidrógeno, cuyos electrones tienen una configuración electrónica de 1s1 definida por los números cuánticos n, l, m y el spin s.
Este documento resume los fundamentos de la estructura electrónica del átomo. Explica la teoría cuántica, los números cuánticos, y cómo estos describen los posibles estados de energía de los electrones en un átomo. También cubre la dualidad onda-partícula de los electrones y cómo esto llevó al desarrollo de la mecánica cuántica para explicar la estructura atómica.
El documento describe el modelo atómico de Bohr, el cual propuso Niels Bohr en 1913 para explicar las órbitas estables de los electrones alrededor del núcleo y los espectros de emisión característicos de los átomos. Bohr supuso que los electrones solo pueden moverse en órbitas cuantizadas con radios permitidos calculados a partir de la constante de Planck. Los electrones solo pueden saltar entre estas órbitas absorbiendo o emitiendo fotones de energía igual a la diferencia de energía entre los nive
El documento describe la evolución del modelo atómico, desde la teoría atómica de Dalton hasta el modelo de Bohr. Dalton propuso que la materia está compuesta de átomos indivisibles e indestructibles. Thomson sugirió un modelo de átomo con electrones distribuidos en una esfera de carga positiva. Rutherford determinó que el átomo consiste principalmente en espacio vacío, con la masa y carga concentradas en un núcleo central. Bohr incorporó la teoría cuántica de Planck para proponer que los electrones orbitan en n
Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación
electromagnética, aunque solamente en algunas frecuencias que son
características propias de cada uno de los diferentes elementos
químicos.
Si, mediante suministro de energía calorífica, se estimula un
determinado elemento en su fase gaseosa, sus átomos emiten
radiación en ciertas frecuencias del visible, que constituyen
su espectro de emisión.
Si el mismo elemento, también en estado de
gas, recibe radiación electromagnética,
absorbe en ciertas frecuencias del visible,
precisamente las mismas en las que emite
cuando se estimula mediante calor. Este
será su espectro de absorción.
Universidad de Guayaquil
Faculta de Ciencias Químicas
Carrera de Química y Farmacia
Los colores y posiciones de las líneas en el espectro son características de los átomos del
gas que emiten esa radiación. Es decir, cada elemento químico en el estado gaseoso posee
su propio espectro de líneas
todo elemento absorbe radiación en las mismas longitudes de onda en las que la emite. Los
espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el negativo uno del otro.
Puesto que el espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico de cada
elemento, sirve para identificar cada uno de los elementos de la tabla periódica, por simple
visualización y análisis de la posición de las líneas de absorción o emisión en su espectro.
Estas características se manifiestan ya se trate de un elemento puro o bien combinado con
otros elementos, por lo que se obtiene un procedimiento bastante fiable de identificación.
Las tres oraciones resumen lo siguiente:
1) El documento explica los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, metálico e intermolecular.
2) Los enlaces se forman cuando los átomos comparten, ganan o pierden electrones para alcanzar una configuración más estable.
3) Existen cuatro tipos principales de sustancias - iónica, metálica, atómica y molecular - dependiendo del tipo de enlace y partículas constituyentes.
modelo atómico de Bohr
integrantes
Escobar Eldrimar
Montilla Génesis
Núñez Alexis
Quintero Elías
Yépez Gabriela
Año y Sección:
5to ‘’A’’
Profesor:
Olivera Robert
Grupo N
#6
Este documento presenta información sobre un tema de química impartido en una clase. Se discuten varias propiedades químicas de los elementos como el número atómico, la masa atómica, la electronegatividad y otros. También se describe el estado de la materia conocido como condensado de Bose-Einstein, el cual fue descubierto experimentalmente en 1995. Finalmente, se mencionan ejemplos de este fenómeno como la superconductividad y la superfluidez.
El documento resume los descubrimientos clave sobre la disposición de electrones en los átomos a principios del siglo XX. Niels Bohr descubrió que los electrones orbitan el núcleo en órbitas elípticas y circulares. Los espectros de emisión y absorción proporcionaron información sobre las energías de los electrones y su distribución en los átomos. Erwin Schrodinger calculó la probabilidad de encontrar electrones en regiones del espacio llamadas orbitales alrededor del núcleo.
El Modelo de Bohr fue el primer modelo atómico que introdujo la cuantización. Fue propuesto por Niels Bohr en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos muestran espectros de emisión característicos. Bohr propuso tres postulados fundamentales: 1) los electrones se mueven en órbitas circulares cuantizadas alrededor del núcleo, 2) solo ciertas órbitas son permitidas con radios que satisfacen una
El documento describe la evolución del modelo atómico a través del tiempo. Comienza con las primeras ideas de los griegos sobre los átomos como unidades indivisibles de la materia. Luego explica los modelos atómicos propuestos por científicos como Thomson, Rutherford y Bohr, los cuales introdujeron conceptos como el electrón, el núcleo atómico y los niveles de energía cuantizados. Finalmente, realiza una comparación de estos modelos históricos y sus limitaciones.
El documento resume la historia y desarrollo de la estructura atómica desde las primeras teorías griegas hasta los modelos atómicos modernos. Explica que los átomos están compuestos de un núcleo central con protones y neutrones rodeados por electrones, y que los electrones se distribuyen en niveles y subniveles de energía de acuerdo a sus números cuánticos. También describe los diferentes tipos de enlaces químicos y reacciones.
El documento resume los conceptos fundamentales de la química, incluyendo los primeros modelos atómicos de Thomson y Rutherford, la estructura del átomo con núcleo y electrones, la tabla periódica y las propiedades periódicas de los elementos, y los conceptos de enlace químico, iones, y configuración electrónica.
El modelo atómico de Bohr propuso en 1913 que los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Bohr basó su modelo en el átomo de hidrógeno, con un protón en el núcleo y un electrón girando a su alrededor en órbitas cuantizadas de energía discreta. Cuando el electrón cambia de una órbita de alta energía a una de baja energía, emite un cuanto de energía en forma de luz.
El documento describe el modelo atómico propuesto por Niels Bohr en 1913. De acuerdo con este modelo, los electrones solo pueden orbitar el núcleo en órbitas discretas y cuantizadas, con energías específicas. Esto explicaba las líneas espectrales discretas observadas en el átomo de hidrógeno. Aunque era una aproximación, el modelo de Bohr fue fundamental para el desarrollo de la mecánica cuántica.
El documento proporciona información sobre la historia y el origen de la tabla periódica de los elementos. Explica que Dmitri Mendeleev fue el primero en darse cuenta de que al ordenar los elementos por masa atómica, ciertas propiedades se repetían periódicamente. Más adelante, se descubrió que esto se debía a la estructura electrónica de los átomos. También menciona otros químicos como Newlands y Döbereiner que realizaron tempranos intentos de clasificar los elementos.
Este documento presenta los orígenes de la teoría cuántica, incluyendo la hipótesis de Planck sobre la cuantización de la energía, la teoría corpuscular de Einstein sobre el efecto fotoeléctrico, y cómo estos conceptos cuánticos ayudaron a explicar los espectros atómicos que el modelo de Rutherford no podía explicar.
El modelo atómico de Bohr propuso que (1) los electrones solo pueden orbitar en ciertos niveles de energía cuantizados alrededor del núcleo y (2) cuando un electrón cambia de un nivel de energía a otro, absorbe o emite un fotón con una energía igual a la diferencia de energía entre los dos niveles. Bohr formuló cuatro postulados clave para explicar este comportamiento cuántico en el átomo de hidrógeno.
El documento describe las contribuciones de Niels Bohr y Arnold Sommerfeld al desarrollo del modelo atómico. Bohr propuso un modelo en el que los electrones orbitan el núcleo en órbitas estacionarias y cuantizadas, por lo que solo pueden tener ciertos valores de energía. Más tarde, Sommerfeld mejoró este modelo introduciendo órbitas elípticas y velocidades electrónicas relativistas, lo que llevó a nuevos números cuánticos.
El modelo atómico de Bohr postuló que los electrones giran en órbitas circulares definidas alrededor del núcleo atómico, absorbiendo o emitiendo energía al cambiar de órbita. Bohr basó su modelo en el átomo de hidrógeno, con un protón y un electrón girando en su alrededor en órbitas cuantizadas que determinan los diferentes niveles de energía del átomo.
El modelo atómico de Bohr explica que los electrones tienen órbitas estables alrededor del núcleo girando en círculos de menor energía. El modelo se basa en el átomo de hidrógeno, cuyos electrones tienen una configuración electrónica de 1s1 definida por los números cuánticos n, l, m y el spin s.
Este documento resume los fundamentos de la estructura electrónica del átomo. Explica la teoría cuántica, los números cuánticos, y cómo estos describen los posibles estados de energía de los electrones en un átomo. También cubre la dualidad onda-partícula de los electrones y cómo esto llevó al desarrollo de la mecánica cuántica para explicar la estructura atómica.
El documento describe el modelo atómico de Bohr, el cual propuso Niels Bohr en 1913 para explicar las órbitas estables de los electrones alrededor del núcleo y los espectros de emisión característicos de los átomos. Bohr supuso que los electrones solo pueden moverse en órbitas cuantizadas con radios permitidos calculados a partir de la constante de Planck. Los electrones solo pueden saltar entre estas órbitas absorbiendo o emitiendo fotones de energía igual a la diferencia de energía entre los nive
El documento describe la evolución del modelo atómico, desde la teoría atómica de Dalton hasta el modelo de Bohr. Dalton propuso que la materia está compuesta de átomos indivisibles e indestructibles. Thomson sugirió un modelo de átomo con electrones distribuidos en una esfera de carga positiva. Rutherford determinó que el átomo consiste principalmente en espacio vacío, con la masa y carga concentradas en un núcleo central. Bohr incorporó la teoría cuántica de Planck para proponer que los electrones orbitan en n
Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación
electromagnética, aunque solamente en algunas frecuencias que son
características propias de cada uno de los diferentes elementos
químicos.
Si, mediante suministro de energía calorífica, se estimula un
determinado elemento en su fase gaseosa, sus átomos emiten
radiación en ciertas frecuencias del visible, que constituyen
su espectro de emisión.
Si el mismo elemento, también en estado de
gas, recibe radiación electromagnética,
absorbe en ciertas frecuencias del visible,
precisamente las mismas en las que emite
cuando se estimula mediante calor. Este
será su espectro de absorción.
Universidad de Guayaquil
Faculta de Ciencias Químicas
Carrera de Química y Farmacia
Los colores y posiciones de las líneas en el espectro son características de los átomos del
gas que emiten esa radiación. Es decir, cada elemento químico en el estado gaseoso posee
su propio espectro de líneas
todo elemento absorbe radiación en las mismas longitudes de onda en las que la emite. Los
espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el negativo uno del otro.
Puesto que el espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico de cada
elemento, sirve para identificar cada uno de los elementos de la tabla periódica, por simple
visualización y análisis de la posición de las líneas de absorción o emisión en su espectro.
Estas características se manifiestan ya se trate de un elemento puro o bien combinado con
otros elementos, por lo que se obtiene un procedimiento bastante fiable de identificación.
Las tres oraciones resumen lo siguiente:
1) El documento explica los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, metálico e intermolecular.
2) Los enlaces se forman cuando los átomos comparten, ganan o pierden electrones para alcanzar una configuración más estable.
3) Existen cuatro tipos principales de sustancias - iónica, metálica, atómica y molecular - dependiendo del tipo de enlace y partículas constituyentes.
modelo atómico de Bohr
integrantes
Escobar Eldrimar
Montilla Génesis
Núñez Alexis
Quintero Elías
Yépez Gabriela
Año y Sección:
5to ‘’A’’
Profesor:
Olivera Robert
Grupo N
#6
Este documento presenta información sobre un tema de química impartido en una clase. Se discuten varias propiedades químicas de los elementos como el número atómico, la masa atómica, la electronegatividad y otros. También se describe el estado de la materia conocido como condensado de Bose-Einstein, el cual fue descubierto experimentalmente en 1995. Finalmente, se mencionan ejemplos de este fenómeno como la superconductividad y la superfluidez.
El documento resume los descubrimientos clave sobre la disposición de electrones en los átomos a principios del siglo XX. Niels Bohr descubrió que los electrones orbitan el núcleo en órbitas elípticas y circulares. Los espectros de emisión y absorción proporcionaron información sobre las energías de los electrones y su distribución en los átomos. Erwin Schrodinger calculó la probabilidad de encontrar electrones en regiones del espacio llamadas orbitales alrededor del núcleo.
El Modelo de Bohr fue el primer modelo atómico que introdujo la cuantización. Fue propuesto por Niels Bohr en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos muestran espectros de emisión característicos. Bohr propuso tres postulados fundamentales: 1) los electrones se mueven en órbitas circulares cuantizadas alrededor del núcleo, 2) solo ciertas órbitas son permitidas con radios que satisfacen una
El documento describe la evolución del modelo atómico a través del tiempo. Comienza con las primeras ideas de los griegos sobre los átomos como unidades indivisibles de la materia. Luego explica los modelos atómicos propuestos por científicos como Thomson, Rutherford y Bohr, los cuales introdujeron conceptos como el electrón, el núcleo atómico y los niveles de energía cuantizados. Finalmente, realiza una comparación de estos modelos históricos y sus limitaciones.
El documento resume la historia y desarrollo de la estructura atómica desde las primeras teorías griegas hasta los modelos atómicos modernos. Explica que los átomos están compuestos de un núcleo central con protones y neutrones rodeados por electrones, y que los electrones se distribuyen en niveles y subniveles de energía de acuerdo a sus números cuánticos. También describe los diferentes tipos de enlaces químicos y reacciones.
El documento resume los conceptos fundamentales de la química, incluyendo los primeros modelos atómicos de Thomson y Rutherford, la estructura del átomo con núcleo y electrones, la tabla periódica y las propiedades periódicas de los elementos, y los conceptos de enlace químico, iones, y configuración electrónica.
El documento describe los conceptos fundamentales de la química, incluyendo la diferencia entre cambios físicos y químicos, los primeros modelos atómicos de Thomson y Rutherford, la estructura del átomo con núcleo y electrones, la tabla periódica y la configuración electrónica de los elementos.
El documento resume la evolución histórica de los modelos atómicos desde los filósofos griegos hasta el modelo de Schrödinger. Comenzó con la idea de que la materia estaba compuesta de agua u otros elementos. Luego se propuso que los átomos estaban formados por partículas indivisibles llamadas átomos. Posteriormente se descubrió el núcleo atómico y que los electrones orbitaban alrededor de él, dando lugar a los modelos de Thomson, Rutherford, Bohr y otros que introdujeron conceptos como los números
1) La energía solar se produce por una reacción nuclear de fusión en el núcleo del sol y viaja a la Tierra como radiación electromagnética.
2) La teoría cuántica explica que los electrones solo pueden encontrarse en ciertos niveles de energía determinados por números cuánticos.
3) La configuración electrónica describe cómo los electrones se distribuyen en los diferentes niveles y orbitales atómicos de acuerdo a principios como el de exclusión de Pauli.
Este documento describe la evolución del modelo atómico desde Thomson y Rutherford hasta la mecánica cuántica. Explica que Bohr propuso que los electrones solo pueden ocupar órbitas de energía específica, pero que Heisenberg mostró que es imposible determinar simultáneamente la posición y momento de un electrón. Luego, Schrödinger formuló la ecuación que da lugar a los números cuánticos y orbitales atómicos, donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.
Este documento presenta la evolución del modelo atómico desde el modelo de Thomson hasta el modelo mecano-cuántico. Explica cómo los experimentos con rayos catódicos, rayos X y el efecto fotoeléctrico llevaron al desarrollo de la teoría cuántica y el modelo atómico de Bohr. Finalmente, introduce la dualidad onda-corpúsculo de De Broglie, el principio de incertidumbre de Heisenberg y la ecuación de onda de Schrödinger, que dieron lugar al
El documento resume la evolución del modelo atómico desde la antigua Grecia hasta el modelo cuántico actual. Explica los experimentos y aportes de científicos como Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y Schrödinger. También describe conceptos clave como números cuánticos, configuración electrónica y su relación con la tabla periódica y las propiedades periódicas de los elementos.
1) El documento describe varios temas relacionados con la estructura atómica, incluyendo el espectro electromagnético, la teoría cuántica, y los modelos atómicos de Planck, Einstein, Bohr y Sommerfeld.
2) Explica conceptos como los números cuánticos, los orbitales atómicos, y la ecuación de Schrödinger propuesta por Schrödinger para describir el comportamiento de los electrones.
3) El documento provee una descripción detallada de los principales descubrimientos
Este documento resume la estructura atómica, comenzando con el descubrimiento del electrón y los modelos atómicos de Thomson y Rutherford. Explica que el átomo está formado por un núcleo central con carga positiva compuesto de protones y neutrones, y electrones que orbitan alrededor. También describe las partículas subatómicas, isótopos, la naturaleza dual de la luz, espectros atómicos, el modelo atómico de Bohr y los conceptos de orbitales y configuración electrónica.
Evolución histórica de los modelos atómicosDanielav20
El modelo atómico ha evolucionado a lo largo de la historia a través del trabajo de muchos científicos. Inicialmente, se pensaba que la materia era continua, pero Demócrito propuso que estaba compuesta de átomos indivisibles. Más tarde, científicos como Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Schrödinger y otros, contribuyeron a desarrollar el modelo atómico actual basado en la física cuántica, en el que los electrones se comportan como partículas y ondas al mismo tiempo y solo
1) Los modelos atómicos han evolucionado desde la idea de Demócrito de que la materia está compuesta de átomos indivisibles, hasta los modelos modernos que describen el átomo como un núcleo rodeado de electrones.
2) Niels Bohr propuso que los electrones solo pueden tener ciertos niveles de energía permitidos y que absorben o emiten energía al moverse entre ellos.
3) La mecánica cuántica describe a los electrones como funciones de onda probabilísticas (orbitales) en lugar de ór
El documento describe los modelos atómicos de Bohr, Rutherford, Schrödinger y el modelo atómico actual. Bohr propuso que los electrones orbitan el núcleo en órbitas definidas. Rutherford demostró que el átomo consiste principalmente en un núcleo denso rodeado por electrones. Schrödinger describió el comportamiento probabilístico de los electrones. El modelo actual se basa en la dualidad onda-partícula y en el principio de incertidumbre.
El documento resume la evolución histórica de los modelos atómicos, desde la teoría atómica de Dalton hasta el modelo atómico de Bohr. Explica que Dalton propuso que la materia está compuesta de átomos indivisibles e indestructibles, y que los modelos posteriores de Thomson, Rutherford y Bohr introdujeron el electrón, el núcleo atómico y la cuantización de los niveles de energía, respectivamente, para explicar las propiedades de los átomos y espectros. También describe las partículas
El documento resume la evolución histórica de los modelos atómicos, desde la teoría atómica de Dalton hasta el modelo atómico de Bohr. Explica que Dalton propuso que la materia está compuesta de átomos indivisibles e indestructibles, y que Thomson propuso un modelo en el que los electrones se distribuyen uniformemente dentro del átomo. Luego, Rutherford propuso que el átomo consiste principalmente en un núcleo denso rodeado por electrones, y Bohr incorporó la mecánica cuántica al proponer
1) En 1808, Dalton publicó su teoría atómica que proponía que la materia está compuesta de átomos indivisibles de diferentes elementos.
2) Rutherford demostró en 1911 que los átomos están compuestos principalmente de espacio vacío, con un núcleo denso en el centro.
3) Bohr propuso en 1913 que los electrones orbitan el núcleo en niveles de energía discretos, explicando los espectros atómicos.
1. El documento describe diferentes tipos de espectros de emisión y absorción, así como series espectrales. 2. Explica la teoría atómica de Bohr, incluyendo sus postulados sobre las órbitas cuánticas permitidas y los saltos cuánticos. 3. También cubre las teorías posteriores de Bohr-Sommerfeld, mecánica cuántica, el principio de dualidad onda-partícula de De Broglie, el principio de incertidumbre de Heisenberg y la ecuación de onda de
1. El documento describe diferentes tipos de espectros de emisión y absorción, así como series espectrales. 2. Explica la teoría atómica de Bohr, incluyendo sus postulados sobre las órbitas cuánticas permitidas y los saltos cuánticos. 3. También cubre las modificaciones posteriores de Sommerfeld y el desarrollo de la teoría cuántica, incluyendo los principios de dualidad onda-partícula, incertidumbre e introduciendo la ecuación de onda de Schröding
1. El documento describe los diferentes tipos de espectros de emisión y absorción, incluyendo las series espectrales como la serie de Lyman y Balmer. 2. Explica la teoría atómica de Bohr, incluyendo sus cuatro postulados principales sobre las órbitas estacionarias de energía de los electrones y la emisión y absorción de energía. 3. También cubre las mejoras de Sommerfeld a la teoría de Bohr y la introducción del número cuántico azimutal y el principio de dualidad onda-part
Este documento presenta una actualización de los contenidos de química de 1o y 2o medio de acuerdo a los nuevos ajustes curriculares. Explica brevemente la evolución del modelo atómico desde Demócrito hasta el modelo cuántico actual, incluyendo los descubrimientos y aportes de científicos como Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Schrödinger y Heisenberg. También introduce conceptos como números cuánticos, configuración electrónica y propiedades periódicas.
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1. Resumen
DISPOSICIÓN DE LOS ELECTRONES EN LOS
ÁTOMOS
A principios del siglo veinte empezó a estudiarse el misterio de la disposición de los
electrones. La invención del espectroscopio en 1859 era la relativa a la radiación que
emitían los elementos excitados. En 1913, Niels Bohr descubrió la manera en que
estaban relacionadas las maravillosas estructuras de rayas del espectro obtenidas
mediante el espectroscopio con la estructura electrónica de los átomos, lo cual le valió
el premio Nobel de 1922.
LOS ESPECTROS ATOMICOS
Espectros de emisión. Cuando un elemento absorbe energía suficiente, de una llama o
de un arco eléctrico. Los espectros de emisión son de dos tipos: continuos y
discontinuos. En el caso de los últimos, la imagen consiste en una estructura e rayas
brillantes sobre un fondo oscuro.
Aunque todo elemento puede calentarse hasta que se vuelva incandescente, algunos
elementos necesitan tan solo ser calentados en un mechero de Bunsen para que emitan
una luz de cierto color característico.
Cuando se quería obtener una identificación exacta el método visual resulta
insuficiente.
El análisis preciso del color de una llama puede efectuarse mediante un espectroscopio
de prisma relativamente sencillo.
Lo esencial del instrumento es el prisma de cristal que desvía la trayectoria de
cualquier rayo de luz que le atraviese, y desvía además los diferentes colores de
manera desigual. Este espectro consiste en un conjunto de rayas brillantes sobre un
fondo oscuro que se denomina espectro de emisión de rayas brillantes.
En aquellos trabajos que requieran gran exactitud se acostumbra a obtener una
fotografía del espectro, con lo que pueden recogerse radiaciones de longitud de ondas
visibles para el ojo humano.
El espectro de un elemento cualquiera es tan característico del mismo como una huella
digital.
El elemento denominado helio fue descubierto en el Sol a una distancia de
140000000km, en 1868 por Janssen y Locker y en 1895, Sir William Ramsay descubrió
que el helio existía en la Tierra.
Los espectros y las energías de los electrones. Los electrones que rodean al núcleo
se encuentran en estados normales. Al someter los átomos a temperaturas elevadas o
2. bombardearlos mediante otros electrones, los electrones en especial los más
externos- absorben energía y se trasladan a lugares de mayor energía o estados
excitados. Al retornar estos electrones excitados a los niveles de menor energía se
libera una cierta cantidad de la misma que a veces forma luz visible.
Espectros de absorción. Los elementos y los compuestos que poseen un punto de
fusión elevado pueden emplearse como fuentes adecuadas de espectros continuos.
Al atravesar una radiación electromagnética continua, quedan absorbidas
generalmente ciertas longitudes de onda de la radiación. Estas longitudes de onda son
características de la sustancia que absorbe la radiación y la estructura de estas
rayas se denomina espectro de absorción.
El estudio el espectro de absorción de los gasesha conducido al desarrollo de métodos
para la identificación de sustancias, tanto gaseosas como líquidas o sólidas.
Las sustancias transparentes, pero con color propio absorben la luz visible absorben
longitudes de onda pertenecientes a las radiaciones ultravioletas o infrarrojas.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN DE LOS ÁTOMOS
La energía del rayo catódico, medida en electrón- voltios, necesaria para desprender
de un átomo el electrón menos atraído por el núcleo es la llamada energía de primera
ionización del elemento.
Para aquellos átomos que posean una cantidad suficiente de electrones resultará
posible al desprender un segundo electrón mediante una mayor diferencia de
potencial, un tercero a una diferencia de potencial aún mayor, etc.
El estudio cuidadoso de estos datos le ha servido al físico para hacerse una idea de la
deposición de los electrones alrededor del núcleo atómico.
1-Los elementos que poseen energías de primera ionización; esto indica que cada uno
posee un electrón que puede perder con facilidad.
2- Los elementos que poseen energías de ionización primera y segunda con un valor
pequeño, esto indica que cada uno posee dos electrones que puedan desprenderse con
facilidad.
3- Los elementos que poseen unas energías de segunda ionización muy altas, indica que
retienen todos sus electrones con gran fuerza.
PERIODICIDAD DE LAS PROPIEDADES
El hecho de que los elementos que posee propiedades parecidas aparezcan según
determinados intervalos en la clasificación periódica, es una de las más importantes
indicaciones de la existencia de diversos niveles de energía en los átomos.
La tabla periódica en forma larga. Desde los tiempos de Mendeleiv se han venido
proponiendo diversas disposiciones de los elementos, pero el único que lo ha recibido
general aceptación es la tabla periódica en forma larga.
Acentúa de una manera algo más clara que la tabla de Mendeleiev aquellos cambios en
3. las propiedades que dependen del número atómico.
Existen 16 divisiones verticales en grupos o familias puesto que las familias A y B de lo
grupos I a VIII se encuentran por separado.
Existen 7 filas horizontales o periodos en un gas noble.
Para cada elemento se muestra: el símbolo, el número atómico, el peso atómico y el
número de electrones que posee cada uno de los niveles energéticos del átomo.
La tabla se encuentra dispuesta de tal manera que los elementos similares se
encuentren en la misma familia.
En general, cada elemento se parece más a los miembros de su propia familia que a
cualquier otro elemento perteneciente a una familia distinta.
En la mayoría de las zonas de las tablas familias A y B de un mismo grupo son también
químicamente diferentes.
A partir del estudio de los espectros atómicos, de las energías de ionización y de la
tabla periódica, los físicos han llegado a la conclusión de que los electrones el los
átomos no excitados se encuentran dispuestos entre uno y siete niveles principales de
energía, según sea la complejidad del átomo.
SUBNIVELES ENERGETICOS
Se hace necesario al postular que dentro de cada nivel de energía deben existir
subniveles energéticos que expliquen la gran cantidad de longitudes de onda de la
energía radiante emitida por los átomos excitados.
Los subniveles fueron recibiendo nombres a medida que cada nueva serie de líneas del
espectro iba siendo descubierta: Sharp(s), Principal (p), Diffuse (d), Fundamental (f).
El número de subniveles que posee un nivel de energía principal igual al número de ese
nivel.
MECANICA ONDULATORIA Y ORBITALES
En realidad, y de acuerdo con el principio de incertidumbre de Heisenberg, no es
posible el medir exactamente la posición y la velocidad de un electrón a la vez.
Mediante el empleo de los métodos matemáticos de la materia cuántica, Edwin
Schrodinger, en el año 1926, pudo calcular la probabilidad de encontrar el electrón en
región del espacio que rodea el núcleo. Su procedimiento permite describir las
regiones del espacio y se denominan orbitales.
El primer nivel energético posee tan solo un orbital, este nivel orbital no puede
contener más de dos electrones. La forma del orbital se cree que es esférica,
encontrándose el núcleo en el centro.
El segundo nivel principal de energía que contiene un máximo de 8 electrones está
formado por cuatro orbitales.
El tercer nivel principal de energía, que posee como máximo 18 electrones contiene 3
subniveles con 9 orbitales.
4. Forma de completarse los orbitales. Los 2 primeros niveles principales de energía se
encuentran separados por una diferencia de energía bastante grande, pero en el caso
de los niveles principales tercero, cuarto y quinto y siguientes pueden solaparse las
energías. Los subniveles pueden agruparse según el orden de energías crecientes.
A medida que un número de electrones va aumentando de átomo en la tabla periódica,
dos principios rigen el orden en que los subniveles y orbitales de los distintos niveles
de energía se van llenando.
La tabla periódica y la manera de llenarse los orbitales. El orden en que se llenan
los orbitales depende de la organización de la tabla periódica. Una de las principales
características que deben observarse es que con el primer elemento de cada periodo
del grupo IA, se empieza a llenar un nuevo nivel principal mediante la adición de un
electrón a un subnivel s. Una segunda característica importante es que cada periodo
contiene el número de elementos correspondientes a la ocupación completa de ciertos
tipos de subniveles. Una tercera característica importante es que cada periodo, con la
excepción del primero, termina completando un subnivel p.
Orbitales y energías de ionización.
Al empezarse a ocupar un nuevo nivel externo de energía con la adición del primer
electrón s, este electrón se encuentra atraído con una fuerza relativamente débil, por
lo que la energía de ionización es baja.
Dentro de cada periodo existe un aumento general de la energía de ionización, porque
no se añade ningún nivel principal y la carga positiva de atracción del núcleo aumenta
progresivamente.
Al completarse los subniveles p, la energía de ionización resulta ser especialmente
alta; cuando se complementan los subniveles s y d se originan los picos del gráfico de
la energía de ionización.