ÁTOMO DE BOHRENLACES MOLECULARES

Integrantes:Sendar Daniel Nery FloresJuan Daniel González Villareal

Modelo atómico de BohrModelo atómico de Bohr

Físico alemán que propuso en 1913 su modelo atómico.

Realizó importantes contribuciones para la comprensión de la estructura átomo y la mecánica cuántica.

Modelo atómico de Bohr

Los electrones que estaban fuera del núcleo de los átomos sólo podían encontrarse en determinados y definidos niveles de energía.

Modelo atómico de Modelo atómico de BohrBohr

Propuso que, en tanto se mantienen los electrones en determinados niveles o estados de energía electrónica, no ganan ni pierden energía y por lo tanto no irradian energía. Estos niveles estables de energía se llaman estados estacionarios. Sin embargo un electrón puede “saltar o brincar” de un nivel de energía a otro.

Modelo atómico de Bohr Cuando un electrón desciende o cae a un

nivel o estado de menor energía, se emite la diferencia de energía como un cuanto de energía.

Si el salto es de un nivel a otro de más alta energía, debe ser absorbida la energía entre los 2 niveles.

Modelo atómico de Bohr

Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases.

Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón.

Enlaces moleculares Las fuerzas que mantienen unidos a los

átomos en los compuestos se llaman enlaces o uniones químicas.

Cuando dos átomos se aproximan para formar una molécula, pueden ganar, perder o compartir

electrones con el objetivo de adquirir dicha estructura estable.

Energía de ionización

Energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo:

A + energía A+ + e-

Las energías de ionización más bajas corresponden a átomos que necesitan perder pocos electrones para adquirir una estructura de capas completas.

Afinidad electrónica

Energía liberada cuando un átomo neutro adquiere un electrón:

A + e- A-

La afinidad electrónica es mayor para átomos que necesitan ganar pocos electrones para adquirir una estructura de capas completa.

Electronegatividad

Medida de la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo.

Átomos con electronegatividad grande (electronegativos) tienden

a capturar electrones, mientras que átomos con electronegatividad pequeña

(electropositivos) tienen poca tendencia a capturar electrones.

Enlace iónico Un átomo electropositivo cede electrones a

un átomo electronegativo dando lugar a un ión positivo y a un ión negativo, respectivamente.

Sencillamente, se forma un enlace iónico como resultado de la transferencia de electrones desde los átomos metálicos a los no metálicos durante una

reacción química.

Enlace iónico Los compuestos iónicos son: Duros, quebradizos. Solubles en agua. Tiene altos puntos de fusión y ebullición. Pueden conducir la electricidad cuando están

disueltos en solventes polares como el agua. Baja conductividad eléctrica cuando están sólidos. Al fundirse son excelentes conductores de la electricidad.

Enlace covalente

Los átomos se enlazan compartiendo electrones no apareados de sus capas externas.

Se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe la transferencia de electrones,

entonces los átomos comparten uno o más pares de electrones en un nuevo tipo de orbital denominado orbital molecular.

Enlace covalente coordinado o dativo

Cuando un mismo átomo aporta el par electrónico el enlace covalente formado es coordinado o dativo.

Enlace covalente polar

En muchas moléculas, los átomos unidos ejercen diferentes atracciones sobre los electrones de enlace covalente, por lo que éstos no se comparten de forma equitativa.

Si dos átomos difieren en

su electronegatividad, se dice

que el enlace entre ellos es polar.

Enlaces de hidrógeno o por puente de hidrógeno

Un enlace de hidrógeno es la interacción de un átomo de hidrógeno parcialmente cargado positivamente en un dipolo molecular con electrones no apareados de otro átomo, ya sea de la misma molécula (intramolecular) o en una diferente (intermolecular).

Interacciones de Van der Interacciones de Van der WaalsWaals

• Cuando dos átomos cualesquiera se acercan mucho el uno al otro crean una fuerza débil de atracción inespecífica.

• Los dipolos transitorios en las nubes electrónicas de todos los átomos dan origen a fuerzas atractivas débiles, denominadas interacciones de Van der waals.

δ+δ-