Modelos de Bohr y Thomson, Isótopos y Propiedades de las Sustancias

Modelo Atómico de Bohr

El modelo de Bohr se basa en los siguientes postulados fundamentales:

• 1) El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares de tal forma que la fuerza de atracción eléctrica hace el papel de fuerza centrípeta: f · q · q' / r² = m · v² / r.
• 2) Solo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón es un múltiplo entero de la constante de Planck (h), es decir: mvr = n · h / 2π (donde n es un número entero que se denominará número cuántico principal). Estas órbitas son estables, es decir, no emiten energía.
• 3) A cada órbita le corresponde una energía (energía potencial eléctrica y energía cinética que se pueden obtener a partir del radio de la órbita y la velocidad del movimiento del e⁻, los cuales se obtienen combinando las ecuaciones del 1er y 2º postulado). La energía liberada al pasar el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de onda electromagnética (fotón), cuya frecuencia (color) viene dada por la ecuación de Planck: E = h · f, de tal forma que: Ea = Energía de la órbita de radio a; Ea - Eb = h · f.

Modelo Atómico de Thomson

Thomson propuso un modelo del átomo según el cual este está formado por una masa de carga positiva en la cual están incrustadas unas partículas subatómicas de masa muy pequeña y carga negativa (electrones) que, en conjunto, igualan a la carga positiva.

Isótopos

Se define como el número de átomos que tienen igual valor de Z (número atómico) pero distinto de A (número másico); es decir, tienen igual número de e⁻ pero distinto número de neutrones (n). Dado que las propiedades químicas se deben al número de electrones (esto se verá al estudiar la tabla periódica), resulta que estos átomos son iguales químicamente y solo se diferencian en algunas propiedades físicas.

Estructura de Resonancia

Muchas veces es posible escribir más de una estructura de Lewis para una misma molécula o ion. Estas estructuras solo se diferencian en la posición del doble enlace, pero experimentalmente se comprueba que todos los enlaces de esta sustancia tienen la misma energía y longitud; además, sus valores se sitúan entre los correspondientes al doble y al simple enlace. Por esta razón, no podemos considerar reales ninguna de estas tres estructuras, sino que la real es una mezcla de las tres.

Híbrido de Resonancia

Se llama híbrido de resonancia a una estructura que tendría una mezcla de características de todas las formas resonantes.

Energía Reticular

En el caso de los sólidos iónicos, es la unión que da lugar a la formación de estructuras tridimensionales ordenadas que se denominan redes cristalinas o cristal iónico. En general, se denomina energía de cohesión de un sólido a la energía que mantiene unidas a las partículas que lo componen.

Tipos de Solapamientos

• Solapamiento frontal: Produce enlaces de tipo sigma (σ).
• Solapamiento lateral: Produce enlaces tipo pi (π): p + p.

Para los mismos átomos, los enlaces tipo sigma son más fuertes que los de tipo pi. Los enlaces simples son de tipo sigma. En los enlaces dobles, uno es de tipo sigma y el otro de tipo pi. En los enlaces triples, uno es sigma y los otros dos son de tipo pi.

Actividad de Especies

• a) Molécula tetraédrica: CH₄
• b) Sustancia con enlaces de hidrógeno: HCl (Nota: El HCl presenta fuerzas dipolo-dipolo, mientras que el enlace de hidrógeno es característico de F, O, N).
• c) Sólido soluble en agua que, fundido, conduce la corriente eléctrica: FeCl₃
• d) Tiene la temperatura de ebullición más baja: Br₂
• e) Sólido blando y de baja temperatura de fusión no conductor de la corriente: I₂
• f) Sólido conductor: Na
• g) Forma dipolos instantáneos e inducidos: HCl
• h) A temperatura ambiente es un sólido grisáceo con brillo: Br₂ (Nota: El Br₂ es líquido a temperatura ambiente, el I₂ es el sólido grisáceo).
• i) Forma moléculas lineales apolares: CO₂
• j) Molécula polar: NH₃

Actividad Solubles

Orden de solubilidad/energía: CaF₂ > KF > RbI > CsI.