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COLEGIO NUESTRA SEÑORA DE LAS MERCEDES DE LEBRIJA AREA DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL GUIA DE QUIMICA DE DECIMO TEMA:

LA QUIMICA

LA QUIMICA :es la ciencia que estudia la materia, su estructura, composición, transformaciones y los fenómenos energéticos que se pueden producir en estos cambios.

EL METODO CIENTIFICO

Como todas las ciencias, la química utiliza el método científico, con el fin de descubrir la verdad. Para tal efecto se recurre a dos tipos de procedimientos lógicos: METODO INDUCTIVO ( Delo particular a lo general), y el método DEDUCTIVO ( de lo general a lo particular). En general, el método científico sigue los siguientes pasos: 1. Observación: Es el examen cuidados o y crítico de un hecho o fenómeno y el análisis de los factores que pueden ejercer alguna influencia sobre el mismo. 2. Obtención de datos experimentales: De la observación directa, minuciosa y exacta resultan una serie de datos, clasificables, los cuales pueden ser cualitativos o cuantitativos. 3. Hipótesis:Es la formulación sobre la repetición observada de un fenómeno, sus características y particularidades. Sin embargo, es sólo una opción que explica las causas, características de un fenómeno, sobre la cual se desarrollarán futuras experimentaciones, hasta su comprobación total y completa. 4. Leyes: Es el resumen de los múltiples datos experimentales recogidos en forma ordenada y sistemática, que enuncian y definen un fenómeno. 5. Teorías: Una serie de leyes e hipótesis comprobadas debidamente.

LA QUIMICA Y SU RELACION CON OTRAS CIENCIAS

a. Química General: estudia las propiedades, estructura de la materia y leyes básicas de la química. b. Química Inorgánica: estudia todos los elementos y compuestos distintos del carbono y sus derivados. c. Química orgánica o del carbono: se encarga del estudio del carbono y los compuestos que forma con otros elementos. d. Química analítica: es la base experimental de la química , identifica la composición y estructura de la materia: Comprende: a. Análisis cualitativo: identificalos componentes ( elementos o compuestos ) de una porción de materia. b. Análisis cuantitativo: determina la cantidad precisa de cada uno de los componentes de una muestra de cualquier sustancia. 6. Bioquímica: se ocupa de los cambios que se llevan a cabo en los seres vivos ( muy relacionada con la química orgánica ). 7. Fisicoquímica: se interesa por la estructura de la materia y sus cambios energéticos; se vale de las leyes y teorías de la física para explicar las transformaciones de la materia. 8. Química nuclear: estudia la estructura íntima de la materia y la actividad química del núcleo en el átomo.

UNIDADES Y MEDIDAS FUNDAMENTALES

EL SISTEMA INTERNACIONAL DE MEDIDAS ( S.I. ): En 1960 la Confederación General de Pesas y Medidas adoptó y recomendó una versión modificada del sistema métrico, que se denominó Sistema Internacional de Unidades. UNIDADES BASICAS DEL SISTEMA INTERNACIONAL DE MEDIDAS MAGNITUD

UNIDAD

Longitud

Metro

Masa

Kilogramo

SIMBOLO m Kg

Tiempo

Segundo

s

Corriente Eléctrica

Amperio

Temperatura

Kelvin

°K

Cantidad de sustancia

Mole

mol

Intensidad luminosa

Candela

A

Cd

Cuando la magnitud que se va a medir es muy grande o muy pequeña y por tanto la unidad básica que se debe usar no es la apropiada, el sistema internacional de medidas recomienda en estos casos hacer uso de los factores de multiplicación o multiplicadores decimales y de los correspondientes prefijos. Factor de conversión: Es la razón entre dos cantidades equivalentes expresadas en unidades diferentes. Ejemplos: 1 día = 24 Horas 1 Km = 1000 m 1 Kg = 1000g

NOTACION CIENTIFICA

Hace referencia al método que se utiliza para expresar las cantidades matemáticas de tipo real como cantidades de una cifra entera seguida de una parte decimal ( sise requiere) multiplicada por diez elevado a la potencia necesaria para representar la cantidad real. TAREA: Consultar: a. Múltiplos y submúltiplos del sistema internacional de medidas b. Que industrias existen en Lebrija que tengan relación con la química c. Resolver el taller del Libro hola Química I, la Evaluación de las páginas 28 a 31.

BIBLIOGRAFIA: • • • •

Hola Química I de Fabio y Jairo Restrepo M. Química y Ambiente I. Fidel Cárdenas y Carlos Gelvez Química Santillana I Química de Raymond Chang

d.

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CONCEPTOS BASICOS

A. LONGITUD: Es la distancia lineal existente entre dos puntos. Su unidad en el sistema internacional es el metro. En química se utilizan comúnmente los submúltiplos del metro como son: el centímetro ( cm ), el milímetro (mm), la micra o micrómetro, el nanómetro (nm) y el angstrom ( A°). B. MASA: es la cantidad de materia que tiene un cuerpo. Es una propiedad intrínseca de los cuerpos; no varía con ningún factor externo. C. TIEMPO: las unidades empleadas para medir el tiempo son universales y están íntimamente relacionadas con los movimientos de la Tierra. D. El PESO: es la medida de la fuerza de gravedad entre el cuerpo y el centro de la Tierra . E. VOLUMEN: esel espacio ocupado por un cuerpo. Tiene una amplia aplicación en la química, su unidad es el metro cúbico y en el sistema métrico es el litro que equivale a un decímetro cúbico. LA DENSIDAD

La densidad o masa específica es la masa contenida en una unidad de volumen de una sustancia. Matemáticamente se expresa como: D = m/V

Donde: d: densidad ;

m: masa ;

V: volumen

UNIDADES DE LA DENSIDAD La unidad de la densidad debe ser la relación entre la unidad de masa y unidad de volumen. Por lo tanto en el sistema internacional la unidad será Kg/m3. En la práctica es muy común el uso del g/cc Peso Específico: Es la relación entre la densidad de una sustancia y la del agua a la misma temperatura. P.e

= ( densidad de la sustancia ) / ( densidad del agua )

La densidad del agua a 4°C es 1 g/c.c. ENERGIA: Esla capacidad que tiene un cuerpo para desarrollar un trabajo o todo lo que es capaz de producir una transformación. La energía cinética es la que posee un cuerpo en virtud de su movimiento y la energía potencial ,es la que poseen los cuerpos según sea su posición, su configuración o su constitución. La energía potencial debida a la constitución de las sustancias se conoce como energía química. TRANSFORMACIONES DE LA ENERGIA: Bajocondiciones adecuadas una forma de energía se puede convertir en otra. La energía eléctrica se puede convertir en lumínica ( bombillas, lámparas) en calórica ( estufa, calentadores), en energía mecánica (licuadoras, etc). CALOR Y TEMPERATURA: Calor: es la forma en que se manifiesta la energía térmica y la temperatura es una de las medidas de la intensidad del calor.

Unidades del calor: La unidad que se utiliza comúnmente para medir el calor es la caloría ( cal ), que se define como la cantidad de calor requerida para elevar la temperatura de un gramo de agua en un grado centígrado.

Medición de la temperatura: Paramedir la temperatura de un cuerpo se emplea el termómetro. Al definir una escala es necesario establecer como mínimo dos puntos de referencia, que se marca en el termómetro .La distancia entre estos dos puntos se divide en un número determinado de grados, lo que determina el tamaño de cada grado. Los puntos de referencia son las temperaturas de congelación y ebullición del agua. ESCALAS PARA MEDIR LA TEMPERATURA a. Escala Celsius ( °C): Es la escala mascomún , se denomina centígrada. En esta escala los valores de referencia son cero y cien para las temperaturas de congelación y ebullición del agua, respectivamente. De ésta manera un grado Celsius o centígrado, es la centésima parte de la diferencia de la temperatura que existe entre los puntos de congelación y ebullición del agua. Temperaturas menores a la del punto de congelación del agua se expresan en esta escala por medio de valores negativos. b. Escala Kelvin ( °K): Existen razones teóricas que conducen a pensar que -273.15°C es la mínima temperatura que puede llegar a alcanzarse, esta temperatura se denomina, por tanto, cero absoluto y se utiliza para establecer otra escala de temperaturas, conocida como escala Kelvin. Esta escala es la aceptada en el sistema internacional de unidades y se emplea frecuentemente en el trabajo científico. c. Escala Fahrenheit (°F): En el sistema ingles se utiliza la escala Fahrenheit °F, según la cual, el agua congela a 32°F y ebullea 212°F. De este modo la diferencia entres estos dos puntos de referencia, esta dividida en 180°F, lo que quiere decir que el tamaño de un grado Farenheit es 1.8 veces menor que el grado centígrado o un kelvin EQUIVALENCIA ENTRE LAS ESCALAS DE TEMPERATURA

°K = °C + 273 °F = 9/5 °C + 32 °C

=

5/9 ( °F -32 )

Anders Celsius El astrónomo sueco Anders Celsius ideó la escala de temperatura conocida como escala centígrada o Celsius, que asigna al punto de congelación del agua el valor 0 (0 ºC) y el valor 100 (100 ºC) al de ebullición del agua. Lord Kelvin

El físico y matemático lord Kelvin fue uno de los científicos más sobresalientes del siglo XIX. Investigó la equivalencia entre calor y trabajo y estableció la escala absoluta (escala Kelvin) de temperatura. TAREA

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Resolver la evaluación de las páginas 55y 58 del Libro Hola Química I

BIBLIOGRAFIA • • • •

Hola Química I de Fabio y Jairo Restrepo M. Química y Ambiente I. Fidel Cárdenas y Carlos Gelvez Química Santillana I Química de Raymond Chang

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LA MATERIA

Se denomina materia a la combinación de unidades elementales, es decir los átomos. A cada elemento químico le corresponde un átomo con un número definido de electrones que gravitan alrededor de su núcleo. El estado sólido, liquido, gaseoso o plasma de una sustancia depende de la intensidad de las fuerzas que ejercen entre sí los átomos que los constituyen. En los sólidos estas fuerzas son intensas y mantienen a la sustancia en una estructura rígida. Las interacciones entre los gases son casi inexistentes, y los átomos se encuentran libres para moverse a grandes velocidades. Los líquidos se encuentran en una situación intermedia, tienen cierta cohesión, pero los átomos pueden realizar amplios desplazamientos.

PROPIEDADES DE LA MATERIA Las propiedades de la materia pueden ser de dos tipos:

a. Propiedades Generales o extrínsecas: Sonla comunes a todos los cuerpos. Ejemplo: la forma, el peso, la impenetrabilidad, el tamaño, la inercia, etc.

b. Propiedades específicas o intrínsecas:Son las que nos permiten diferenciar una sustancia de otra. Pueden ser de dos tipos: • Físicas: Se caracterizan por ser independientes de la cantidad de materia presente. Ejemplo: olor, sabor, color, punto de ebullición, punto de fusión, densidad, maleabilidad, ductilidad, conductividad térmica y eléctrica. • Químicas: Son particulares para cada sustancia. En la naturaleza, la materia se nos presenta en cuatro estados físicos diferentes: sólido, líquido, gaseoso y plasma. Aunque algunas sustancias, como el agua, pueden existir en los tres estados, lo normal es que, en su estado natural, cada sustancia aparezca en uno solo de ellos. Por ejemplo, el hierro se encuentra en estado sólido (formando parte de distintos minerales), para pasarlo al estado líquido hay que fundirlo a temperaturas muy altas (en los altos hornos), y en el Sol, a millones de grados centígrados, está en estado gaseoso. A. LOS SOLIDOS Son estados de agregación de la materia en los cuales predominan fuertes atracciones entre las partículas que lo conforman haciendo que estén muy juntas y ordenadas. Clases de sólidos Teniendo en cuenta la forma como se encuentran ordenadas las partículas, los sólidos se dividen en:

a. Sólidos amorfos:

Se caracterizan por que sus partículas se organizan de forma irregular, esto hace que se presenten formas y puntos de fusión no definidos: Ejemplo: el vidrio, el asfalto, el plástico, etc. b. Sólidos cristalinos: laspartículas se disponen ordenadamente, dando origen a las formas regulares y específicas, con puntos de fusión definidos. Ejemplo: loscristales de la sal común, el mármol, etc. PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS Propiedades Generales:

a. Forma Definida: Las partículas que constituyen un sólido están unidas entre sí por fuerzas muy intensas, de manera que resulta muy difícil separarlas; por ello los sólidos tienen una forma bien definida. b. Incompresibilidad:

Las partículas que constituyen un cuerpo sólido están tan próximas entre sí que por mucha fuerza que hagamos no las podemos acercar más; los sólidos son difíciles de comprimir, no cambian de volumen. Propiedades Específicas: Algunas propiedades de los sólidos se deben precisamente a la forma y a la fuerza con que están unidas sus partículas. Estas propiedades son:

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La dureza, o dificultad para rayar el cuerpo. Por ejemplo, el diamante es mucho más duro que un trozo de yeso.

•

La fragilidad, o tendencia de un sólido a romperse sin deformarse. Por ejemplo, el vidrio o el barro cocido son frágiles.

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La ductilidad, o facilidad que ofrece un sólido a extenderse formando hilos. Por ejemplo, el cobre del que están hechos los hilos en el interior de los cables de la luz.

•

La maleabilidad, o capacidad que presenta un sólido para extenderse en forma de láminas. Por ejemplo, el oro y el aluminio son metales muy maleables.

•

La elasticidad, o tendencia de un sólido a recuperar su forma original tras ser sometido a una fuerza. Por ejemplo, una cinta de goma o un muelle son muy elásticos.

•

La flexibilidad, o facilidad de un sólido a doblarse sin romperse. Por ejemplo, podemos doblar una varita de mimbre o un folio de papel sin que se rompan.

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La resistencia, o capacidad de un sólido para soportar pesos sin romperse. Por ejemplo, las casas se hacen con vigas de hierro o de hormigón, que soportan el peso de muros y techos.

B. LOS LIQUIDOS Son fluidos cuyas moléculas cambian de forma bajo acción de pequeñas fuerzas. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS Propiedades Generales:

a. Carecen de forma propia: Los líquidos no tienen forma propia, sino que adoptan la forma del recipiente que los contiene. Las partículas que constituyen los líquidos están más alejadas entre sí que en los sólidos, pero esta distancia no se puede hacer menor; por ello el volumen de un líquido no cambia, es decir, los líquidos tienen volumen constante.

b. Incompresibilidad:

Propiedades Específicas: Otras propiedades de los líquidos son la viscosidad y la volatilidad. Decimos que un líquido es viscoso cuando fluye muy lentamente, como la miel o el aceite, que son más viscosos que el agua. Decimos que un líquido es volátil cuando se evapora con facilidad. El olor a gasolina en una gasolinera nos indica que se trata de un líquido volátil. Las fuerzas que unen entre sí a las moléculas de un cuerpo se denominan fuerzas de cohesión y las fuerza de atracción que actúan entre moléculas de un líquido y las de un sólido se les denomina fuerza de adhesión. Capilaridad: Propiedad que presentan los líquidos de alcanzar en el interior de los tubos muy delgados un nivel diferente al del resto del líquido. Tensión superficial: es la cohesión de las moléculas en la superficie de los líquidos, la cual induce una fuerza que disminuye su área superficial. C. LOS GASES Son fluidos cuyas moléculas se encuentran muy separadas y en continuo movimiento. Este movimiento es el causante de un gran desorden molecular, que le confiere a los gases las siguientes propiedades: PROPIEDADES DE LOS GASES Las partículas que forman los gases están unidas por fuerzas muy débiles. Debido a ello, los gases carecen de forma y volumen propios, adoptan la forma y tienden a ocupar todo el volumen del recipiente que los contiene. Expansibilidad: Si al inflar un globo, no paramos de soplar, llegará un momento en que la presión sea tan grande que lo reviente, expandiéndose el aire de su interior. Compresibilidad: Si con un dedo tapamos la boca de una jeringuilla y apretamos su émbolo, éste avanzará pues el aire que hay en su interior se comprime, mientras que si tiene agua, nos resultará imposible mover el émbolo, ya que los líquidos no se comprimen.

Los gases pueden pues comprimirse y expandirse (los líquidos y sólidos no). Comprimiendo o enfriando un gas, éste puede pasar al estado líquido, como sucede con el gas licuado que contienen las bombonas de butano. Difusión: Los gases se difunden fácilmente, es decir, pueden trasladarse rápidamente de un lugar a otro. Dilatación: Losgases poseen gran capacidad de dilatación hasta el punto de que si la temperatura llega a ser lo suficientemente alta, provocaría una explosión en el recipiente. La dilatación esta ligada con el aumento de la velocidad de las moléculas. D. EL PLASMA El plasma es el estado en el cual se encuentra la materia cuando está sometida a altísimas temperaturas ( temperaturas del orden de varios millones de grados centígrados. Los átomos en estas condiciones pierden sus electrones; así, la materia queda formada por una mezcla de núcleos atómicos y de electrones que circulan por entre esos núcleos sin estar ligados a ninguno de ellos. Las altas temperaturas que necesita el plasma para su existencia , impiden que la materia se encuentre en estado sólido o líquido; por ello el plasma no puede tener propiedades de los sólidos, ni de los líquidos; además su densidad es muy superior a la que tienen los gases, por lo que las propiedades de este estado deben ser diferentes de las de os gases. Se calcula que mas del 90% de la materia que forma el universo se encuentra en estado de plasma ; esto se debe a que las estrellas, por sus altas temperaturas están formadas en gran parte por plasma, y las estrellas constituyen casi el 95% de la materia existente en nuestro universo. LOS CAMBIOS DE ESTADO

La materia puede pasar de un estado a otro al variar la temperatura. Aquí se muestran los nombres de los distintos cambios de estado.

a. Fusión: es el paso de una sustancia del estado sólido al estado líquido por aumento de calor.

b. Vaporación o ebullición:

esla transformación de una sustancia líquida a vapor. En este cambio de estado hay aumento de calor. Se puede dar de dos formas: por evaporación,o paso lento de las moléculas de la superficie del líquido a vapor. Por ebullición ,donde la vaporización se realiza a una temperatura característica para cada sustancia, al contrario de la vaporización que puede realizarse a cualquier temperatura. Este cambio de estado es un paso más brusco que la vaporización y la totalidad de la masa líquida pasa a vapor. c. Sublimación: ocurre cuando una sustancia sólida pasa directamente al estado gaseoso. Este fenómeno ocurre cuando se calientan trozos de yodo. Algunas veces el vapor de agua de la atmósfera pasa a sólido dando origen a la escarcha, es decir experimenta sublimación regresiva. d. Condensación: es el paso de gas a líquido. Por ejemplo la lluvia es la condensación del vapor de agua existente en la atmósfera. e. Solidificación: es el paso de una sustancia del estado líquido a sólido por disminución de calor, es decir por enfriamiento. Según el tiempo que tarden en producirse los cambios, estos pueden ser:

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rápidos: como la descomposición del cuerpo de un animal o la de cualquier otro ser vivo (descomposición de la materia orgánica);

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lentos: como la erosión que sufre una roca por la acción del agua o del viento. FORMAS DE LA MATERIA

Las diversas formas en que se encuentra la materia se llaman sustancias. sustancias pueden ser:

Las

A. SUSTANCIAS HOMOGENEAS: Son las que presentan en todos sus puntos las mismas propiedades físicas y químicas Pueden ser de dos tipos: a. Sustancias puras: Sonaquellos materiales homogéneos cuya composición es invariable. Pueden ser: compuestos( pueden descomponerse mediante procesos químicos en otras sustancias mas simples) y elementos: como su nombre lo indica , constituyen la clase de materia básica. b. Soluciones: Lasdisoluciones o soluciones son sistemas formados de dos componentes el disolvente y el soluto. Tienen composición variable. Mediante procesos físicos pueden convertirse en sustancias puras. B. SUSTANCIAS HETERGENEAS: Cuando al observar los distintos materiales que se encuentran en la naturaleza, podemos notar que en alta proporción se encuentran en más de una fase. TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA La materia se puede transformar mediante tres tipos de procesos:

a. Procesos Físicos:

Son las transformaciones en las que no se altera la composición química de la materia y por consiguiente son reversibles, por ejemplo la congelación del agua.

Algunos de ellos son: Los cambios de estado, que son los pasos de sólido a líquido y a gas, o viceversa. La dilatación, que es el aumento de volumen que se produce en un cuerpo a consecuencia del aumento de su temperatura. El movimiento, o cambio de la posición que ocupa un cuerpo en el espacio. La fragmentación, que es la división de un cuerpo en trozos más pequeños que conservan su misma naturaleza, como cuando partimos una barra de pan en trozos. La mezcla de varias sustancias sólidas, líquidas o gaseosas, sin que ninguna de ellas pierda o cambie sus propiedades. Las mezclas son un cambio físico bastante frecuente, que vamos a estudiar más detenidamente. Clases de mezclas y métodos de separación. Hay dos tipos de mezclas:

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homogéneas: si no podemos distinguir a simple vista sus componentes; por ejemplo, el aire que respiramos es una mezcla de gases: oxígeno, nitrógeno y, en menor proporción, dióxido de carbono, vapor de agua y otros; el agua de mar es una mezcla de agua y diferentes sales;

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heterogéneas: si podemos distinguir sus componentes; por ejemplo, un vaso con agua y aceite: ambos se distinguen perfectamente; o una piedra de granito, en la que se aprecian sus tres componentes, cuarzo, feldespato y mica, al tener cada uno diferente color.

Hay seis métodos físicos principales para separar los componentes de una mezcla, eligiéndose uno u otro según que la mezcla sea sólida o líquida, y según las características de sus componentes:

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Por tamización: si la mezcla está formada por granos de diferentes tamaños, haciéndola pasar por un tamiz, la separaremos en sus componentes. Los buscadores de oro usaban esta técnica para buscar las pepitas del mineral.

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Por filtración: separamos un sólido del líquido en el que está suspendido, vertiendo la mezcla en un embudo con un filtro poroso por el que el líquido puede penetrar fácilmente. Así podemos separar arena y agua.

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Por decantación: separamos dos líquidos de diferentes densidades, vertiendo la mezcla en un embudo de decantación; cuando ha reposado y se han formado dos capas, abrimos la llave inferior del embudo y dejamos caer el más denso, quedando el menos denso en el embudo. Así separamos una mezcla de aceite y agua, por ejemplo.

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Por separación magnética: si una de las sustancias de la mezcla tiene propiedades magnéticas, como el hierro, la podemos separar con un imán.

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Por evaporación o destilación: si en una mezcla líquida conseguimos que uno de los componentes se evapore, quedando el otro.

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Por cristalización y precipitación: algunas mezclas líquidas, como la del sulfato de cobre en agua, tras calentarlas y filtrarlas, se dejan en un cristalizador (recipiente bajo y ancho), de manera que al enfriarse, el agua se evapora y el sulfato de cobre queda separado en forma de cristales.

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Por cromatografía: lacromatografía es uno de los métodos más usados hoy en día para separar los componentes de una solución. Se basa en la diferente atracción por adsorción ( penetración superficial de una gas o un líquido en un sólido) que ciertos materiales ejercen sobre los componentes de la solución. La cromatografía de columna: si una solución de varios solutos en un mismo solvente se hace pasar a través de un tubo de vidrio empacado con un material absorbente especial (alúmina, sílice, silicagel, etc), los solutos componentes de la solución serán absorbidos por el material absorbente, añadiendo un solvente apropiado.

b. Procesos Químicos: Tambiénse llaman reacciones químicas. Son cambios en los cuales se irreversibles. transformación exotérmicas, y

alteran las propiedades iníciales de la materia y son Van acompañados siempre de cambios de energía. Si la implica liberación de energía se llaman reacciones si absorben energía se llaman endotérmicas.

Algunos de ellos son: La oxidación, que es el cambio lento que sufren algunas sustancias en contacto con el oxígeno; por ejemplo, cuando partimos una manzana por la mitad y la dejamos en un plato, al cabo de uno o dos días vemos como la parte sin piel se ha oscurecido; o cualquier objeto de hierro, como una verja o una llave, que con el tiempo aparece recubierto de una capa de óxido de hierro. La combustión, que es una oxidación con desprendimiento de calor. La fermentación, que es la transformación que sufre el azúcar en alcohol y agua, por ejemplo el zumo de las uvas se convierte en vino. La putrefacción, que es la descomposición de cualquier ser vivo tras su muerte.

c. Procesos Nucleares:

Implicanla alteración profunda de la materia. Son transformaciones de materia en energía. Ejemplo, la desintegración del átomo. TAREA: Resolver las páginas 56 y 57 del Libro Hola Química I BIBLIOGRAFIA

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Hola Química I de Fabio y Jairo Restrepo M.

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Química y Ambiente I. Fidel Cárdenas y Carlos Gelvez

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Química Santillana I Química de Raymond Chang Química I Norma

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ATOMO Y MOLECULAS

Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeña que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. A lo largo de los siglos, el tamaño y la naturaleza del átomo sólo fueron objeto de especulaciones, por lo que su conocimiento avanzó muy lentamente. Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos se pueden descomponer en sus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.

John Dalton A John Dalton se le conoce sobre todo por desarrollar la teoría atómica de los elementos y compuestos. Mientras investigaba la naturaleza de la atmósfera en los primeros años del siglo XIX, Dalton dedujo la estructura del dióxido de carbono y propuso la teoría de que cada molécula está compuesta por un número definido de átomos. Postuló que todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí y diferentes de los átomos de cualquier otro elemento.

El profesor y químico británico John Dalton estaba fascinado por el “rompecabezas” de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas. Las investigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace químico, por lo que el agua se simboliza como HOH o H2O. Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde un punto de vista químico, el átomo es la entidad más pequeña que hay que considerar. Las propiedades químicas de los elementos son muy distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar numerosísimos compuestos químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles helio y neón, son inertes, es decir, no reaccionan con otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno, cuyas moléculas son diatómicas (formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes son elementos monoatómicos, con un único átomo por molécula. MASA ATÓMICA: Siendoel átomo una partícula tan pequeña , pues su tamaño oscila entre 1 y 5 Angstroms y su masa también es muy pequeña, en consecuencia resultaría dispendioso utilizar este tipo de unidades para referirse con frecuencia a sus dimensiones y medidas. Superando esto se ha creado un sistema para referirse a la masa de cada elemento , tomando un patrón, actualmente es el carbono al cual se le asigna una masa de 12 unidades de masa atómica (

u.m.a), y la masa del resto de elementos se da en referencia a tal valor ( masa relativa ). El número que representa la cantidad de unidades de masa atómica de cada elemento se llama masa atómica.

La identidad de un átomo y sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Lo que distingue a unos elementos químicos de otros es el número de protones que tienen sus átomos en el núcleo. Este número se llama Número atómico y se representa con la letra Z. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente. Por ejemplo, todos los átomos del elemento Hidrógeno tienen 1 protón y su Z = 1, los de helio tienen 2 protones y Z =2, los de litio, 3 protones y Z = 3,… Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de protones y nos lo da Z. A=Z+N

El Número másico nos indica el número total de partículas que hay en el núcleo, es decir, la suma de protones y neutrones. Se representa con la letra A y se sitúa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento. Representa la masa del átomo medida en uma, ya que la de los electrones es tan pequeña que puede despreciarse.

En el ejemplo, tendríamos un átomo del elemento neón, con 10 protones en su núcleo y 10 electrones en su corteza (es neutro). Tendría también: 22-10 = 12 neutrones.

NUMERO ATÓMICO ( Z ): es el número de partículas positivas presentes en el núcleo de su elemento, o se al número de protones que posee el núcleo de dicho elemento. ISOTOPOS: son átomos de un mismo elemento con el mismo número atómico ,pero distinta masa en el núcleo. NUMERO DE AVOGADRO: desde 1850 aproximadamente, el físico Italiano Amadeus Avogadro, determinó que en un mol-átomo de cualquier elemento se encuentra un mismo número de átomos cuyo valor es 6.02 x 10

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MOLECULAS Y COMPUESTOS: Lamolécula es la unión de dos o más átomos en una relación fija invariable. La molécula es por consiguiente la mínima porción de un compuesto químico que mantiene las características de él.

Proust definió la siguiente ley:” Cuando dos o mas

elementos se combinan para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en una relación de peso determinada”. MASA MOLECULAR: La masa de una molécula viene dada por la suma de las masas atómicas relativas de los átomos componentes de la misma. COMPOSICION PORCENTUAL: es el porcentaje por peso de cada uno de los elementos de un compuesto. Matemáticamente se define como: % elemento =(( peso del elemento) / ( peso molecular del compuesto))x100 FORMULA EMPIRICA O MÍNIMA ( f.m.): nos indica el número relativo de átomos o de moles de los elementos que forman el compuesto. FORMULA MOLECULAR( F.M.): nos indica el número real de átomos en la molécula. Se define como:

F.M. = ( f.m. )

x

Donde x = ( peso molecular del compuesto)/ ( peso molecular de la fórmula mínima) Tarea: Resolver las páginas 83 a 87 del Libro Hola Química I

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BIBLIOGRAFIA : * Hola Química I de Fabio y Jairo Restrepo M. Química y Ambiente I. * Fidel Cárdenas y Carlos Gelvez Química Santillana I * Química de Raymond Chang

COLEGIO NUESTRA SEÑORA DE LAS MERCEDES DE LEBRIJA AREA DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL GUIA DE QUIMICA DE DECIMO TEMA: MODELOS ATOMICOS La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo periodo en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió obtener respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y masa de los diferentes átomos. El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10-10 m (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 × 10-27 kg (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos. De la ley de Avogadro se desprende que las masas de un volumen patrón de diferentes gases (es decir, sus densidades) son proporcionales a la masa de cada molécula individual de gas. Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (u), resulta que el hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079 u, el helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de 22,9898. En ocasiones se habla de “peso atómico” aunque lo correcto es “masa atómica”. La masa es una propiedad del cuerpo, mientras que el peso es la fuerza ejercida sobre el cuerpo a causa de la gravedad. La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a números enteros llevó al químico británico William Proust a sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante, medidas posteriores de las masas atómicas demostraron que el cloro, por ejemplo, tiene una masa atómica de 35,453 (si se asigna al carbono el valor 12). El descubrimiento de estas masas atómicas fraccionarias pareció invalidar la hipótesis de Prout hasta un siglo después, cuando se descubrió que generalmente los átomos de un elemento dado no tienen todos la misma masa. Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se conocen como isótopos. En el caso del cloro, existen dos isótopos en la naturaleza. Los átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen una masa atómica cercana a 35, mientras que los del otro (cloro 37) tienen una masa atómica próxima a 37. Los experimentos demuestran que el cloro es una mezcla de tres partes de cloro 35 por cada parte de cloro 37. Esta proporción explica la masa atómica observada en el cloro. Durante la primera mitad del siglo XX era corriente utilizar el oxígeno natural como patrón para expresar las masas atómicas, asignándole una masa atómica entera de 16. A principios de la década de 1960, las asociaciones internacionales de química y física acordaron un nuevo patrón y asignaron una masa atómica exactamente igual a 12 a un isótopo de carbono abundante, el carbono 12. Este nuevo patrón es especialmente apropiado porque el carbono 12 se emplea con frecuencia como patrón de referencia para calcular masas atómicas mediante el espectrómetro de masas. Además, la tabla de masas atómicas basada en el carbono 12 se aproxima bastante a la tabla antigua basada en el oxígeno natural. A. Experiencias relacionadas con fenómenos eléctricos, fundamentalmente a partir del 1.830

A raíz de las experiencias de Faraday, sobre todo las relacionadas con la electrólisis que se hizo en torno a 1.830, se empezó a pensar seriamente en la posible divisibilidad de los átomos y en la naturaleza eléctrica de la materia, de los propios átomos, que deberían ser algo complejo de lo imaginado por Dalton.. B. Investigaciones sobre la periodicidad en las propiedades de las sustancias simples, iniciadas a partir del 1.870. La observación de ciertas regularidades en el comportamiento de las sustancias, que hacían pensar en buscar algo que tuvieran en común los átomos de las sustancias simples con propiedades semejantes. C. Experiencias en tubos de descarga con gases a baja presión, iniciadas en el 1.870 Iniciadas por Crookes a partir de 1.870, en tales condiciones cada gas emite un resplandor de color característico. Analizando la luz con espectroscopios se pudo ver que cada gas daba en el mismo un espectro propio, lo que hacía pensar que ese espectro fuese consecuencia de una cierta organización interior en el átomo (con lo que se afianzaba también la idea de que el átomo no era indivisible). D. Descubrimiento de los rayos catódicos, publicada en Una vez descubiertos, se empezó a estudiar su comportamiento tratando de identificar su naturaleza y procedencia. En experiencias diversas se pudo comprobar que los rayos catódicos: 1. No dependen del tipo de gas encerrado en el tubo 2. Se desvían hacía el polo positivo cuando se someten a la acción de un campo eléctrico. 3. Pueden desviarse por la acción de un campo magnético 4. Provocan la aparición de sombras 5. Pueden poner al rojo una barra de mica que se interponga en su camino 6. La relación carga/masa es independiente de la naturaleza del gas De estas y otras experiencias se llegó a la conclusión de que los rayos catódicos estaban constituidos por partículas cargadas negativamente y que todas esas partículas eran idénticas, independientemente del gas que hubiera en el tubo o del material que estuvieran hechos los electrodos. A estas partículas se les llamo electrones y fueron identificados por Joseph Thomson (1.856-1.940), posteriormente se pudo determinar la carga y la masa del electrón. E. El descubrimiento de la radiactividad en 1.896 Fue descubierta por Henry Becquerel (1.852-1.908) en 1.986. El fenómeno consiste en la emisión espontanea de radiaciones por los elementos más pesados como el uranio o el torio. Pudo comprobarse que las radiaciones emitidas eran capaces de atravesar cuerpos opacos, impresionando placas fotográficas incluso aunque estuvieran envueltas en un grueso papel negro. .Además parecía que su flujo era continuo, aparentemente inagotable (al menos en un intervalo amplio de tiempo) e independientemente del estado físico en que se encontrase la sustancia. El hecho de que dichas radiaciones apareciesen tanto cuando se tenía el elemento aislado como cuando entraba a formar parte de un compuesto hizo pensar que procedían "del interior del átomo" más que de su parte externa, lo que se veía reforzado por la imposibilidad de "quitarle" las propiedades radiactivas a cualquier elemento mediante ninguna reacción química. Cada sustancia del universo, las piedras, el mar, nosotros mismos, los planetas y hasta las estrellas más lejanas, están enteramente formada por pequeñas partículas llamadas átomos. Son tan pequeñas que no son posible fotografiarlas. Para hacernos una idea de su tamaño, un punto de esta línea puede contener dos mil millones de átomos.

Estas pequeñas partículas son estudiadas por la química, ciencia que surgió en la edad media y que estudia la materia. Pero si nos adentramos en la materia nos damos cuenta de que está formada por átomos. Para comprender estos átomos a lo largo de la historia diferentes científicos han enunciado una serie de teorías que nos ayudan a comprender la complejidad de estas partículas. Estas teorías significan el asentamiento de la química moderna. Como ya hemos dicho antes la química surgió en la edad media, lo que quiere decir que ya se conocía el átomo pero no del todo, así durante el renacimiento esta ciencia evoluciona. Posteriormente a fines del siglo XVIII se descubren un gran número de elementos, pero este no es el avance más notable ya que este reside cuando Lavoisier da una interpretación correcta al fenómeno de la combustión. Ya en el siglo XIX se establecen diferentes leyes de la combinación y con la clasificación periódica de los elementos (1871) se potencia el estudio de la constitución de los átomos. Actualmente su objetivo es cooperar a la interpretación de la composición, propiedades, estructura y transformaciones del universo, pero para hacer todo esto hemos de empezar de lo más simple y eso son los átomos, que hoy conocemos gracias a esas teorías enunciadas a lo largo de la historia. Modelo atómico de John Dalton, publicada entre los años 1.810

1.808 y

John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su teoría se puede resumir en: 1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos. 2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades. 3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes. 4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos. 5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas). Dalton, además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los elementos se combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas proporciones. Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combina con una cantidad fija del otro están relacionadas entre sí por números enteros sencillos. A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial. MODELO ATÓMICO DE THOMSON: Publicada entre los años 1898 y 1904

Joseph Thomson (1.856-1.940) partiendo de las informaciones que se tenían hasta ese momento presentó algunas hipótesis, intentando justificar dos hechos: • • •

La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de electrones, debe de haber partículas con cargas positivas. Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas. Propuso entonces un modelo para el átomo en el que la mayoría de la masa aparecía asociada con la carga positiva (dada la poca masa del electrón en comparación con la de los átomos) y suponiendo que había un cierto número de electrones distribuidos uniformemente dentro de esa masa de carga positiva (como una especie de pastel o calabaza en la que los electrones estuviesen incrustados como si fueran trocitos de fruta o pepitas). Fue un primer modelo realmente atómico, referido a la constitución de los átomos, pero muy limitado y pronto fue sustituido por otros.

Thomson, sir Joseph John (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga. J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas. Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y uno magnético. Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética eran iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban. El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ion. Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamó electrones. Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y se introduce un gas a presión reducida. Modelo atómico de Rutherford, publicada en el 1.9111 Ernest Rutherford (1.871-1.937) identifico en 1.898 dos tipos de las radiaciones emitidas por el urania a las que llamo a las que llamó alfa (a) y beta (b) . Poco después Paul Villard identifico un tercer tipo de radiaciones a las que llamo gamma (n). Rutherford discípulo de Thomson y sucesos de su cátedra, junto con sus discípulos Hans Geiger (1.882-1.945) y Gregor Marsden (1.890-1956), centraron sus investigaciones en las características de las radiactividad, diseñando su famosa experiencia de bombardear láminas delgadas de distintas sustancias, utilizando como proyectiles las partículas alfa (a) . Sir Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo. La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc. La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.

El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo. Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones. En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética. El electrón del átomo de Rutherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr unos años más tarde. Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su experiencia, Lord Rutherford propuso en el 1.911 este modelo de átomo: • •

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El átomo está constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza esta formada por los electrones que tenga el átomo. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 100.000 veces menor)

Modelo atómico de Bohr para el átomo de hidrógeno, propuesto en 1.913

El físico danés Niels Bohr realizó una serie de estudios de los que dedujo que los electrones de la corteza giran alrededor del núcleo describiendo sólo determinadas órbitas circulares. En el átomo, los electrones se organizan en capas y, en cada capa tendrán una cierta energía, llenando siempre las capas inferiores y después las superiores. En la siguiente escena puede observarse la representación de los átomos de los 12 primeros elementos de la tabla periódica con este modelo: La distribución de los electrones en las capas se denomina configuración

La 1ª capa puede contener, como máximo, 2 electrones. La 2ª capa puede contener, como máximo, 8 electrones. Comienza a llenarse una vez que la 1ª ya está completa. La 3ª capa puede contener, como máximo, 18 electrones. Comienza a llenarse una vez que la 2ª capa ya está completa. Se representa por números separados por comas y entre paréntesis. Por ejemplo, el átomo de sodio tiene 11 electrones; por tanto, 2 llenan la 1ª capa, 8 quedan en la 2ª capa y el último electrón quedaría en la 3ª

electrónica y se siguiente manera

realiza

de

la

capa. La representación es: (2,8,1).

A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechos reales, el modelo nuclear de Rutherford presentaba dos graves inconvenientes: • •

Contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, según las cuales, una partícula cargada, cuando posee aceleración, emite energía electromagnética. Según el enunciado anterior los espectros atómicos debería ser continuos, ocurriendo que éstos son discontinuos, formados por líneas de una frecuencia determinada.

El físico danés Niels Bohr (1.885-1.962), premio Nobel de Física en 1.922 presento en 1.913 el primer modelo de un átomo basado en la cuantización de la energía. Supero las dificultades del modelo de Rutherford suponiendo simplemente que la Física clásica no se podía aplicar al universo atómico. No hay ninguna razón, decidió Bohr, para esperar que los electrones en los átomos radien energía mientras no se les proporcione ninguna energía adicional. Igualmente los espectros atómicos de absorción y emisión de líneas eran indicativos de que los átomos, y más concretamente los electrones, eran capaces de absorber o emitir cuantos de energía en determinadas condiciones. La teoría de los cuantos de Planck la aporto a Bohr dos ideas: • •

Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades discretas de energía (están cuantizados) Sólo se emite radiación cuando el oscilador pasa de un estado cuantizado a otro de mayor energía. Este modelo implicaba los siguientes postulados: 1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida. 2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía. 3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo. 4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.

Vemos pues que Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en 1900. La teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba otros fenómenos tales como la irradiación de un cuerpo sólido caliente. Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores. Así, en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con la misma frecuencia. Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro. Por otro lado, el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia. ¿Por qué un elemento emite solamente cierta frecuencia ? Veamos la respuesta: En condiciones normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es

posible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles. La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía del electrón libre. Al aplicar la formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios, al coincidir el pronóstico con el resultado experimental de los espectros de estos átomos. El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo. Las cargas positivas y negativas estaban en reposo neutralizándose mutuamente. Los electrones estaban incrustados en una masa positiva como las pasas en un pastel de frutas. El átomo de Rutherford era dinámico y hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica inestable. El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física clásica. La tercera partícula fundamental: el neutrón descubierta por James Chadwick en 1.932 El descubrimiento de esta tercera partícula fundamental no fue descubierta hasta el 1.932 por el físico inglés James Chadwick, la dificultad de su descubrimiento debía a que ésta partícula carecía de carga eléctrica. Su descubrimiento resolvió el problemas de la radiación alfa y una mejora del modelo atómico de Rutherford, que quedó completado en los siguientes términos: Los átomos constan de núcleos muy pequeños y sumamente densos, rodeados de una nube de electrones a distancias relativamente grandes de los núcleos. 1. Todos los núcleos contienen protones. 2. los núcleos de todos los átomos, con excepción de la forma más común de hidrógeno, también contienen neutrones. 3. Insuficiencias de los modelos propuestos Cuantización de la energía. Hipótesis de Planck, publicada en 1.900. Para explicar la radiación del cuerpo negro el físico alemán Max Planck (1.8581.947), en 1900 propuso que cada una de las partículas que constituyen la materia se comportan como osciladores armónicos de frecuencia de oscilación dada; pero se aparta de las leyes de la Física clásica. Planck establece que la energía que emite o absorbe un átomo está formada por pequeños paquetes o cuantos de energía. La energía de cada uno de los cuantos que emite o absorbe el átomo viene dada por la expresión E=h.f Ya que la energía del átomo que se comporta como un oscilador puede aumentar o disminuir sólo en cantidades enteras h.v, diremos que la energía de la radiación es discontinua y esta cuantizada en la forma E = n.h.f Estos cuantos o fotones de energía radiante son tan pequeños que la luz que nos parece continua de manera análoga a lo que ocurre con la materia, pero realmente ambas son discontinuas. Espectros atómicos: Se comprueba experimentalmente que los átomos son capaces de emitir radiación electromagnética o absorberla al ser estimulados mediante calentamiento o radiación, respectivamente, pero solo en algunas frecuencias . Estas frecuencias de emisión o absorción determinan una serie de líneas que recogidas en un diagrama reciben el nombre de espectro de emisión o de absorción del átomo correspondiente. Se trata en todos los casos de espectros discontinuos. Es preciso señalar que cada elemento químico excitado emite siempre unas rayas de frecuencia característica que, por tanto, sirven para identificarlo. Esta propiedad se manifiesta de la misma manera ya sea con ele elemento puro o combinado con otros, por lo que se trata de una técnica de análisis básica en la identificación atómica. Efecto fotoeléctrico, explicado en el 1.905

La Teoría de Planck no fue en absoluto bien acogida hasta que, en 1.905, Albert Einstein la aplicó a la resolución de un fenómeno inexplicable hasta entonces: El efecto fotoeléctrico. Se conoce con este nombre a emisión de electrones (fotoelectrones) por las superficies metálicas cuando se iluminan con luz de frecuencia adecuada. En los metales alcalinos el efecto se presenta ya con luz visible, en los demás metales con luz ultravioleta. El estudio cuantitativo del efecto fotoeléctrico ha conducido a las siguientes conclusiones: • • • • •

Para cada metal existe una frecuencia mínima (frecuencia umbral) por debajo de la cual no se produce el efecto fotoeléctrico, independientemente de la intensidad de la radiación luminosa. Si la frecuencia de la luz incidente es mayor que la frecuencia umbral, la intensidad de la corriente fotoeléctrica es proporcional a la intensidad de la radiación. La emisión de electrones es prácticamente instantánea, a partir de la incidencia de la luz La energía cinética de los electrones emitidos aumenta al hacerlo la frecuencia de la luz. La teoría ondulatoria de la luz es incompatible con las observaciones experimentales relativas al efecto fotoeléctrico. En 1.905, Einstein explico el efecto fotoeléctrico aplicando a la luz las teorías de Planck sobre la radiación térmica: La luz se propaga por el espacio transportando la energía en cuantos de luz, llamados fotones, cuya energía viene dada por la ecuación de Planck: E = h.f

En la explicación dada por Einstein, toda la energía de un fotón se transmite a un electrón de un metal, y cuando éste salta de la superficie metálica posee una energía cinética dada por: h.f = Ec + We We es la energía mínima que el electrón necesita para escapar de la superficie del metal. Se suele denominar trabajo de extracción Energía del fotón = Energía cinética del electrón + Trabajo de extracción La mecánica cuántica moderna. Podemos decir que la mecánica cuántica moderna surge hacia 1.925 como resultado del conjunto de trabajos realizados por Heisenberg, Shrödinger, Born, Dirac y otros, y es capaz de explicar de forma satisfactoria no sólo,la constitución atómica, sino otros fenómenos fisicoquímicos, además de predecir una serie de sucesos que posteriormente se comprobarán experimentalmente. La mecánica cuántica se basa en la teoría de Planck, y tomo como punto de partida la dualidad onda-corpúsculo de Louis De Broglie y el principio de incertidumbre de Heisenberg. Hipótesis de Louis De Broglie, publicada en 1.923. La naturaleza de la luz no es fácilmente analizable a no ser que la consideremos de tipo ondulatorio a fin de explicar ciertos fenómenos (como reflexión, refracción, difracción, etc.) o de tipo corpuscular al pretender hacerlo con otros (como el efecto fotoeléctrico, etc), ¿es posible que las partículas tengan también propiedades de onda?. En 1.924 Louis De Broglie extendió el carácter dual de la luz a los electrones, protones, neutrones, átomos y moléculas, y en general a todas las partículas materiales. Basándose en consideraciones relativistas y en la teoría cuántica pensó que si la luz se comportaba como onda y como partícula la materia debería poseer este carácter dual. El movimiento de una partícula puede considerarse como el movimiento de un paquete de ondas, algo así como la superposición de varias ondas de longitudes de onda poco diferentes, cuyas oscilaciones se intensifican al máximo en el punto del espacio ocupado por la partícula. No hay nada de imaginario en estas ondas de materia, son tan reales como las ondas luminosas y las del sonido, aunque no sean observables en todos los casos, como ocurre con las ondas electromagnéticas, los aspectos ondulatorios y de

partículas de los cuerpos en movimiento nunca se pueden observar al mismo tiempo. En ciertas situaciones una partícula en movimiento presenta propiedades ondulatorias y en otras situaciones presenta propiedades de partícula Principio de incertidumbre de Heisenberg, publicada en el 1.927 Uno de los aspectos más importantes de la mecánica cuántica es que no es posible determinar simultáneamente , de un modo preciso, la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. Esta limitación se conoce con el nombre de principio de incertidumbre o de indeterminación de Heisenberg. El principio de incertidumbre es una consecuencia de la dualidad ondapartícula de la radiación y de la materia. Todos los objetos, independientemente de su tamaño, están regidos por el principio de incertidumbre, lo que significa que su posición y movimiento se pueden expresar solamente como probabilidades, pero este principio sólo es significativo para dimensiones tan pequeñas como las que presentan las partículas elementales de la materia. Este principio carece de interés en mecánica clásica, ya que las magnitudes involucradas son muy grandes comparadas con el valor de la constante h. Descripción del modelo mecano-cuántico del átomo. La ecuación de onda de Schrödinger2, publicada en 1.926 En cada punto del espacio existirá una probabilidad de que se encuentre el electrón, obteniéndose así lo que se denomina nube de probabilidad o densidad electrónica. En el modelo atómico de Bohr, el electrón se mueve alrededor del núcleo de una orbita determinada. En la teoría cuántica del átomo, un electrón no esta limitado a una orbita, sino que es libre para moverse en las tres dimensiones, en una nube de probabilidad que tiene una determinada forma en el espacio. Para explicar estos y otros fenómenos ha surgido la mecánica cuántica. Aquí como en el modelo de Bohr, un electrón atómico sólo puede ocupar determinados niveles de energía. Ahora bien cada nivel de energía posee uno o más subniveles de energía. El primer nivel de energía principal, n =1, posee un subnivel; el segundo posee dos, el tercero tres y así sucesivamente. En el modelo de Bohr, los electrones giran en torno al núcleo siguiendo órbitas circulares, pero hoy sabemos que un electrón en un subnivel de energía dado se mueve aunque la mayor parte del tiempo se encuentra en una región del espacio más o menos definida, llamada orbital. Los orbitales se nombran igual que su subnivel de energía correspondiente. La energía radiante, o radiación electromagnética, que el Sol llega a la Tierra a través del espacio, en forma de ondas. El resultado de la separación de los componentes de distinta longitud de onda de la luz o de otra radiación forman el espectro electromagnético. Las radiaciones electromagnéticas se dividen en distintos tipos (rayos gamma, rayos X, ultravioleta, etc. según el valor de lo que se denomina "longitud de onda", que es la distancia entre dos crestas consecutivas de la onda. Cuando un haz de luz formado por rayos de distinta frecuencia atraviesa un prisma óptico, se dispersan en las diferentes radiaciones que se recogen en una pantalla en forma de espectro. El espectro puede ser estudiado en laboratorios gracias al espectrógrafo, un aparato que consta fundamentalmente de una rendija por la que entra el haz de luz, una lente, un prisma de dispersión y una placa fotográfica, estos se empezaron a utilizar a partir de 1859. Los espectros pueden ser continuos o discontinuos. Los espectros continuos son los que abarca toda la frecuencia de las radiaciones que tienen pasando de una a otra gradualmente, sin saltos. La luz blanca tiene un espectro continuo, formado por siete colores (rojo, anaranjado, amarillo, verde, azul, añil y el violeta) y cada uno de ellos corresponde a radiaciones de una frecuencia determinada; cuando termina un color empieza otro, sin que, entre ellos, hayan ninguna zona oscura. En cambio, los elementos gaseosos de un tubo de descarga emite una luz que posee un espectro discontinuo, es decir, sólo contiene determinadas radiaciones, que aparecen en forma de rayas entre las cuales hay una zona oscura.

Cuando se descubrieron los rayos X y se observó la fluorescencia que estos rayos producían en las paredes del tubo de vidrio, Becquerel se dedicó a investigar si la fluorescencia iba acompañada siempre de radiaciones. Obtuvo los primeros resultados en 1896 al comprobar que el sulfato de uranilo y potasio emitían unas radiaciones que impresionaban las placas fotográficas, atravesaban cuerpos opacos e ionizaban. El aire. La emisión de estas radiaciones no implicaba que el cuerpo estuviera expuesto a la luz, pues también se producían en la oscuridad. Además los espectros también pueden ser el espectro de masas (el que resulta de la separación de un elemento químico en sus distintos isótopos). El espectro de la luz blanca está constituido por una sucesión de colores (colores del espectro), cada uno de los cuales corresponde a una longitud de onda bien precisa. Un espectro puede ser: de emisión, cuando se obtiene a partir de la radiación directamente emitida por un cuerpo; de absorción, cuando es el resultante del paso de la radiación a través de un determinado absorbente. Se distingue también entre: discretos, o de rayas, constituidos por una serie de líneas aisladas; continuos, que contienen todas las longitudes de onda entre dos límites, y de bandas, constituidos por una serie de zonas continuas separadas por espacios oscuros. Los átomos producen espectros de líneas, las moléculas de bandas y los sólidos y líquidos espectros continuos. EL ÁTOMO DE RUTHERFORD

Experiencia de Rutherford El físico británico Ernest Rutherford y sus colaboradores Hans Geiger y Ernest Marsden bombardearon con partículas alfa (con carga positiva) una lámina muy fina de oro y observaron que, aunque la mayor parte de las partículas la atravesaban sin desviarse, unas pocas sufrían una desviación bastante acusada e incluso algunas rebotaban al llegar a la lámina. Para explicar estos resultados, Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo, según el cual la carga positiva de un átomo y la mayoría de su masa están concentradas en una pequeña región central llamada núcleo. En este modelo, los electrones, con carga negativa, giraban en órbitas alrededor del núcleo. El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicos profundizar en el átomo, que según se vio consistía principalmente en espacio vacío. En el centro de ese espacio se encuentra el núcleo, que sólo mide, aproximadamente, una diezmilésima parte del diámetro del átomo. Rutherford dedujo que la masa del átomo está concentrada en su núcleo. También postuló que los electrones, de los que ya se sabía que formaban parte del átomo, se movían en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga eléctrica positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la carga del núcleo, por lo que el estado eléctrico normal del átomo es neutro. EL ÁTOMO DE BOHR

Evolución del modelo atómico A medida que los científicos fueron conociendo la estructura del átomo a través de experimentos, modificaron su modelo atómico para ajustarse a los datos experimentales. El físico británico Joseph John Thomson observó que los átomos contienen cargas negativas y positivas, mientras que su compatriota Ernest Rutherford descubrió que la carga positiva del átomo está concentrada en un núcleo. El físico danés Niels Bohr propuso la hipótesis de que los electrones sólo describen órbitas en torno al núcleo a determinadas distancias, y su colega austriaco Erwin Schrödinger descubrió que, de hecho, los electrones de un átomo se comportan más como ondas que como partículas. Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr (véase Teoría cuántica). Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los “últimos” electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura atómica, determinan el comportamiento químico del átomo. Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los más pesados (argón, criptón, xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestos químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón para que su capa exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos de los que obtienen electrones.

Densidad electrónica y orbitales Los orbitales atómicos son descripciones matemáticas de la probabilidad de encontrar en un lugar determinado los electrones de un átomo o molécula. Estas descripciones se obtienen resolviendo la llamada ecuación de Schrödinger. Los orbitales mostrados ilustran la distribución espacial de electrones con momento angular progresivamente mayor (s, p, d, f). Nunca puede haber más de dos electrones en un mismo orbital. La distribución global de los electrones de un átomo es la suma de muchos orbitales semejantes. Esta descripción se ha visto confirmada por muchos experimentos físicos y

químicos, entre ellos una imagen real de un orbital p obtenida por un microscopio de barrido de efecto túnel. Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva capa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos en la tabla periódica. Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente. Ahora se sabe que es imposible determinar exactamente la posición de un electrón en el átomo sin perturbar su posición. Esta incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la posición de un electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una distancia determinada del núcleo. Esta visión del átomo como “nube de probabilidad” ha sustituido al modelo planetario. Líneas espectrales Uno de los grandes éxitos de la física teórica fue la explicación de las líneas espectrales características de numerosos elementos (véase Espectroscopia: Líneas espectrales). Los átomos excitados por energía suministrada por una fuente externa emiten luz de frecuencias bien definidas. Si, por ejemplo, se mantiene gas hidrógeno a baja presión en un tubo de vidrio y se hace pasar una corriente eléctrica a través de él, desprende luz visible de color rojizo. El examen cuidadoso de esa luz mediante un espectroscopio muestra un espectro de líneas, una serie de líneas de luz separadas por intervalos regulares. Cada línea es la imagen de la ranura del espectroscopio que se forma en un color determinado. Cada línea tiene una longitud de onda definida y una determinada energía asociada. La teoría de Bohr permite a los físicos calcular esas longitudes de onda de forma sencilla. Se supone que los electrones pueden moverse en órbitas estables dentro del átomo. Mientras un electrón permanece en una órbita a distancia constante del núcleo, el átomo no irradia energía. Cuando el átomo es excitado, el electrón salta a una órbita de mayor energía, a más distancia del núcleo. Cuando vuelve a caer a una órbita más cercana al núcleo, emite una cantidad discreta de energía que corresponde a luz de una determinada longitud de onda. El electrón puede volver a su órbita original en varios pasos intermedios, ocupando órbitas que no estén completamente llenas. Cada línea observada representa una determinada transición electrónica entre órbitas de mayor y menor energía. En muchos de los elementos más pesados, cuando un átomo está tan excitado que resultan afectados los electrones internos cercanos al núcleo, se emite radiación penetrante (rayos X). Estas transiciones electrónicas implican cantidades de energía muy grandes. EL NÚCLEO ATÓMICO

Isótopos del hidrógeno El número atómico de un átomo representa el número de protones de su núcleo. Este número es constante para cada elemento. Sin embargo, el número de neutrones puede variar, lo que da lugar a isótopos con el mismo comportamiento químico pero distinta masa. El hidrógeno siempre tiene un protón en su núcleo, cuya carga está equilibrada por un electrón. Los isótopos del hidrógeno son el protio (sin neutrones), el deuterio (un neutrón) y el tritio (dos neutrones). Las imágenes que se muestran son representaciones esquemáticas del átomo: en realidad el núcleo es 100.000 veces menor que el átomo, y el electrón es un millón de veces menor que el núcleo. El tamaño del átomo está determinado por el movimiento del electrón en regiones del espacio llamadas orbitales. En 1919, Rutherford expuso gas nitrógeno a una fuente radiactiva que emitía partículas alfa. Algunas de estas partículas colisionaban con los núcleos de los átomos de nitrógeno. Como resultado de estas colisiones, los átomos de nitrógeno se transformaban en átomos de oxígeno. El núcleo de cada átomo transformado emitía una partícula cargada positivamente. Se comprobó que esas partículas eran idénticas a los núcleos de átomos de hidrógeno. Se las denominó protones. Las investigaciones posteriores demostraron que los protones forman parte de los núcleos de todos los elementos. No se conocieron más datos sobre la estructura del núcleo hasta 1932, cuando el físico británico James Chadwick descubrió en el núcleo otra partícula, el neutrón, que tiene casi exactamente la misma masa que el protón pero carece de carga eléctrica. Entonces se vio que el núcleo está formado por protones y neutrones. En cualquier átomo, el número de protones es igual al número de electrones y, por tanto, a su número atómico. Los isótopos son átomos del mismo elemento (es decir, con el mismo número de protones) que tienen diferente número de neutrones. En el caso del cloro, uno de los isótopos se identifica con el símbolo 35Cl, y su pariente más pesado con 37Cl. Los superíndices identifican la masa atómica del isótopo, y son iguales al número total de neutrones y protones en el núcleo del átomo. A veces se da el número atómico como subíndice, como por ejemplo Cl. Los núcleos menos estables son los que contienen un número impar de neutrones y un número impar de protones; todos menos cuatro de los isótopos correspondientes a núcleos de este tipo son radiactivos. La presencia de un gran exceso de neutrones en relación con los protones también reduce la estabilidad del núcleo; esto sucede con los núcleos de todos los isótopos de los elementos situados por encima del bismuto en la tabla periódica, y todos ellos son radiactivos. La mayor parte de los núcleos estables conocidos contiene un número par de protones y un número par de neutrones.

Principales partículas elementales Las partículas elementales se pueden dividir en distintas categorías generales. Los hadrones y leptones se definen según los tipos de fuerza que actúan sobre ellos. Las interacciones o fuerzas fundamentales se transmiten mediante otro tipo de partículas, las llamadas partículas de intercambio o intermediarias. Durante mucho tiempo, los físicos han buscado una teoría para poner orden en el confuso mundo de las partículas. En la actualidad, las partículas se agrupan según la fuerza que domina sus interacciones. Todas las partículas se ven afectadas por la gravedad, que sin embargo es extremadamente débil a escala subatómica. Los hadrones están sometidos a la fuerza nuclear fuerte y al electromagnetismo; además del neutrón y el protón, incluyen los hiperones y mesones. Los leptones “sienten” la fuerza electromagnética y nuclear débil; incluyen el tau, el muón, el electrón y los neutrinos. Los bosones (una especie de partículas asociadas con las interacciones) incluyen el fotón, que “transmite” la fuerza electromagnética, las partículas W y Z, portadoras de la fuerza nuclear débil, y el hipotético portador de la gravitación (gravitón). La fuerza nuclear débil aparece en procesos radiactivos o de desintegración de partículas, como la desintegración alfa (la liberación de un núcleo de helio por parte de un núcleo atómico inestable).

Trazas de partículas elementales Estas trazas fueron producidas por partículas elementales en una cámara de burbujas del CERN, cerca de Ginebra. Examinando dichas trazas, se pueden determinar ciertas propiedades de las partículas que atravesaron la cámara. Por ejemplo, la carga de una partícula puede determinarse a partir del tipo de trayectoria seguida. La cámara de burbujas se coloca en un campo magnético, con lo que la trayectoria de las partículas positivas se curva en un sentido, la de las negativas en sentido opuesto y la de las neutras no se curva. Además, los estudios con aceleradores han determinado que por cada partícula existe una antipartícula con la misma masa, cuya carga u otra propiedad electromagnética tiene signo opuesto a la de la partícula correspondiente. En 1963, los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y George Zweig propusieron la teoría de que los hadrones son en realidad combinaciones de otras partículas elementales llamadas quarks, cuyas interacciones son

transmitidas por gluones, una especie de partículas. Ésta es la teoría subyacente de las investigaciones actuales, y ha servido para predecir la existencia de otras partículas. LA TABLA PERIODICA

Tabla periódica de los elementos La tabla periódica de los elementos agrupa a éstos en filas y columnas según sus propiedades químicas. Los elementos aparecen ordenados por su número atómico. Haciendo clic en un elemento de la tabla obtendrá información sobre el nombre, la historia, la configuración electrónica y la masa atómica del mismo. Las masas atómicas entre paréntesis indican la masa del isótopo más estable. Sistema periódico o Tabla periódica, esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio (véase Elementos transuránicos). Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras “A” o “B”, en donde la “B” se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica. LEY PERIÓDICA

Radio atómico en la tabla periódica Al aumentar el número atómico, Z, muchas de las propiedades fisicoquímicas de los elementos varían de forma periódica. Una de ellas es el radio atómico,

que se obtiene a partir de las longitudes de los enlaces entre los átomos. En un mismo grupo (columna), el radio atómico aumenta al aumentar Z, y en un mismo periodo (fila), disminuye a medida que aumenta el número atómico. © Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos. Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico. Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (o IA), a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras que los del grupo 17 (o VIIA), exceptuando el astato, son no metales, que normalmente forman compuestos con valencia -1. DESARROLLO HISTÓRICO

Dmitri Mendeléiev A lo largo de sus trabajos para organizar los elementos según sus propiedades químicas y masas atómicas, Dmitri Mendeléiev desarrolló la tabla periódica y formuló la ley periódica. Mendeléiev dejó huecos en su tabla para los elementos que, según predijo correctamente, aún no se habían descubierto. Su actitud avanzada también se extendió a la política, y fue una figura polémica. Culver Pictures Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos. En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en triadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto, manganeso y hierro. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las triadas de Döbereiner. El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una “lista” consistente de los elementos. Estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los elementos. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Por analogía con la escala musical, a esta repetición periódica la llamó ley de las octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos.

Mendeléiev Meyer

y

La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dmitri I. Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica. El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el matemático y físico británico John William Strutt Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo. TEORÍA DE ELECTRÓNICA

LA

CAPA

En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría de los casos (valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con valencia -1. Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de las propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas alrededor del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones de esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos que ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas inerte, tienen un electrón menos del número necesario para completar las capas y presentan una valencia -1 y tienden a ganar un electrón en las reacciones. Los elementos que siguen a los gases inertes en la tabla tienen un electrón en la última capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por tanto una valencia +1. Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que la primera capa electrónica puede contener un máximo de 2 electrones, la segunda un máximo de 8, la tercera de 18, y así sucesivamente. El número total de elementos de cualquier periodo corresponde al número de electrones necesarios para conseguir una configuración estable. La diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado también se puede explicar en base a la teoría de la capa de electrones. Ambos subgrupos son igualmente incompletos en la capa exterior, pero difieren entre ellos en las estructuras de las capas subyacentes. Este modelo del átomo proporciona una buena explicación de los enlaces químicos. TEORÍA CUÁNTICA

El desarrollo de la teoría cuántica y su aplicación a la estructura atómica, enunciada por el físico danés Niels Bohr y otros científicos, ha aportado una explicación fácil a la mayoría de las características detalladas del sistema periódico. Cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos que designan su movimiento orbital en el espacio. Por medio de las reglas de selección que gobiernan esos números cuánticos, y del principio de exclusión de Wolfgang Pauli, que establece que dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos, los físicos pueden determinar teóricamente el número máximo de electrones necesario para completar cada capa, confirmando las conclusiones que se infieren del sistema periódico. Desarrollos posteriores de la teoría cuántica revelaron por qué algunos elementos sólo tienen una capa incompleta (en concreto la capa exterior, o de valencia), mientras que otros también tienen incompletas las capas subyacentes. En esta última categoría se encuentra el grupo de elementos conocido como lantánidos, que son tan similares en sus propiedades que Mendeléiev llegó a asignarle a los 14 elementos un único lugar en su tabla. SISTEMA LARGO

PERIÓDICO

La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a reformar el sistema periódico en la llamada forma larga, en la que prima su interpretación electrónica. En el sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones. Los elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un periodo largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta el número de electrones de una capa subyacente.