PROCESOS DE PRODUCION y MANTENIMIENTO INDUSTRIAL: QUÍMICA

Regresar a la pagina principal

Unidad Tematica 1

OBJETIVO:

El alumno reconocerá la estructura atómica y sus propiedades así como la interacción con otras sustancias y las respuestas resultantes.

5. ESTEQUIOMETRIA

INTRODUCCION.

En química, la estequiometría (del griego "στοιχειον" = stoicheion (elemento) y "μετρον"=métron, (medida) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica aunque históricamente fueron enunciadas sin hacer referencia a la composición de la materia según distintas leyes y principios.

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), quien en 1792 escribió:

"La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados”.

PRINCIPIO.

En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: Los reactantes se consumen para dar lugar a los productos.

A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa que implica las dos leyes siguientes.

1. La conservación del número de átomos de cada elemento químico;
2. La conservación de la carga total.
Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación. Y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.

AJUSTAR O BALANCEAR UNA ECUACION.

Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente en el curso de la reacción y por tanto debe respetar las leyes de conservación del numero de átomos y de la carga total.

Para respetar estas reglas se pone delante de cada especie química un número llamado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada (se puede considerar como el número de moléculas/átomos/iones o moles, es decir la cantidad de materia que se consume o se forma)

ACTIVIDAD 3:

En la reacción de combustión de metano (CH4) este se combina con oxígeno molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Analize la ecuación química y balance si es necesario con ayuda del maestro así como la realización de ejercicios dentro y fuera del salon de clases.

a) La reacción sin ajustar inicialmente no es correcta porque no cumple la ley de conservación de la materia; para el elemento hidrógeno (H) por ejemplo, hay 4 átomos en los reactantes y solo 2 en los productos. Se ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de cada compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado.
b) De esta manera si se pone un 2 delante del H2O se respeta la conservación para el carbono (C) y el hidrógeno (H) pero no para el oxígeno (O), que puede corregirse poniendo otro 2 delante de O2 en los reactantes y se obtiene la reacción ajustada.
c) Esta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.

Este Método del Tanteo sirve bien cuando la reacción es simple. Consiste en fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás haciendo balances a los átomos implicados en la especie inicial, si aparecen fracciones se multiplican todos los coeficientes por el mcm de los denominadores. En reacciones más complejas como reacciones redox se emplea el Método del Ion-Eectrón.

COFICIENTE ESTEQUIOMETRICO.

Es el coeficiente de una especie química que le corresponde en una ecuación química dada. En el ejemplo anterior el coeficiente del metano es 1, el del oxigeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios. Es el número de moles de cada sustancia.

Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1 no se escribe por eso en el ejemplo CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.

MEZCLA, PROPORCIONES Y CONDICIONES ESTQUIOMETRICAS.

Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos se dice:

a) La mezcla es estequiométrica;
b) Los reactivos están en proporciones estequiométricas;
c) La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;
d) Las tres expresiones tienen el mismo significado.
En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes. Si no en esta forma existirá el reactivo limitante que es el que esta en menor proporción y que en base a el se trabajan todos los cálculos.

LEYES PONDERALES.

Son las leyes usadas en la ESTEQUIOMETRIA, de manera que, nos ayuden a comprender mejor la misma y poder realizar los cálculos y estas son:

-LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER: Está importante ley se enuncia del modo siguiente: "en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma)".

Este resultado se debe al químico francés A.L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se creía que la materia era destructible y se deducía como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza permitió al científico galo comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión, el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia, por lo que dedujo que la materia era indestructible.

-LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES: En 1808, tras ocho años de las investigaciones, J.L. Proust llego a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.

Por ejemplo, para formar agua H2O, el hidrógeno y él oxigeno intervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a continuación:

1 MOL AGUA PESA: (2)1,008 gH + 15,999 gO = 18,015 g

Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el peso atómico de H es 1 y él O es 16: 1 mol de agua = 2 + 16 = 18 g, de los que 2 son de H y 16 de oxigeno. Por tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8g de oxigeno por cada uno de hidrógeno, la cual se conservara siempre que se deba formar H2O (en consecuencia, sí por ejemplo reaccionaran 3 g de H con 8 de O, sobrarían 2g de H).
Una aplicación de la ley de PROUST es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.

Ejemplo: En la reacción de formación del amoniaco, a partir de los gases Nitrógeno e Hidrógeno: 2 NH3 --> N2 + 3 H2

Las cantidades de reactivos que se combinaban entre sí, fueron:
NITRÓGENO HIDRÓGENO
28 g. 6 g.
14 g. 3 g.
56 g. 12 g.

-LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES: Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley PROUST). Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.

Ejemplo: La combinación de una misma cantidad de Carbon (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.

a) C + O2 --> CO2
12 g. de C + 32 g. de O2 --> 44 g. CO2

b) C + ½ O2 --> CO
12 g. de C + 16 g. de O2 --> 28 g. CO

Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este caso "el doble"), 32/16 = 2 .

-LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECÍPROCAS (Richter 1792): "Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos."

Ejemplo: En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1 gramo) con dos elementos distintos, observamos las cantidades de combinación:
a) N2 + 3 H2 --> 2 NH3
1 g. H2<-->4.66 g. N2

b) H2 + ½ O2 --> H2O
1 g. H2<-->8 g. O2
Resulta que estas cantidades guardan una relación de números sencillos con las cantidades que se combinan entre sí entre Nitrógeno y Oxígeno, para formar el monóxido de nitrógeno:

N2 + O2 --> 2 NO
28 g. N2<--> 32 g. O2
4.66/8 = (28/32)*4

Esto dio origen al concepto de PESO EQUIVALENTE: Es la cantidad del mismo que se combina con 8 g. de Oxígeno, o con 1.008 g. de Hidrógeno.

FACTORES DE CONVERSION.

Las conversiones de masas a moles y de moles a masas se encuentran frecuentemente en los cálculos que utilizan el concepto de mol. Estos cálculos se hacen fácilmente a través de análisis dimensional, como se ilustra en los siguientes ejercicios:

1.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Cuantos moles, debe haber en 538 gramos?.

2.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Cuantos moles, debe haber en 1 gramo?.

Como el P.M. de una sustancia se puede definir como la masa en gramos que pesa 1 mol de sustancia, entonces sus unidades serán g/mol.

Nótese que el número de moles siempre es la masa en gramos dividida entre la masa de 1 mol (Peso molecular), por tanto podemos expresar:

Número de moles "n" = Masa en gramos de la sustancia
Peso molecular de la sustancia (g/mol)

ACTIVIDAD 4:

Analize los temas anteriores y si con ayuda del maestro desarrolle ejercicios dentro y fuera del salon de clases.

CALCULOS BASADOS EN ECUACIONES QUIMICAS.

Como ya se dijo al principio, las ecuaciones químicas constituyen un lenguaje preciso y versátil. Las ecuaciones químicas servirán para calcular las cantidades de sustancias que intervienen en las reacciones químicas. Los coeficientes de una ecuación química balanceada se pueden interpretar, tanto como los números relativos de moléculas comprendidas en la reacción y como los números relativos de moles.

REACTIVO LIMITANTE.

Los cálculos se basan en la sustancia de la que había menor cantidad, denominada "reactivo limitante". Antes de estudiar el concepto de reactivo limitante en estequiometría, vamos a presentar la idea básica mediante algunos ejemplos sencillos no químicos.

· Suponga que tiene 20 lonchas de jamón y 36 rebanadas de pan, y que quiere preparar tantos bocadillos como sea posible con una loncha de jamón y dos rebanadas de pan por bocadillo. Obviamente sólo podemos preparar 18 bocadillos, ya que no hay pan para más. Entonces, el pan es el reactivo limitante y las dos lonchas de jamón demás son el "exceso de reactivo".
· Suponga que una caja contiene 93 pernos, 102 tuercas y 150 arandelas. ¿Cuántos grupos de un perno, una tuerca y dos arandelas pueden formarse? Setenta y cinco, ya que se emplean todas las arandelas. Por tanto, éstas serán el "reactivo limitante". Aún quedarían 18 pernos y 27 tuercas, que son los reactivos en "exceso".

¿Qué masa de CO2 se producirá al reaccionar 8,0 gramos de CH4 con 48 gramos de O2 en la combustión del metano?
1 mol 2 moles 1 mol 2 moles
16 g 64 g 44 g 36 g

Con nuestros datos se calcula el número de moles de cada uno. La ecuación ajustada indica la relación de los reactivos al reaccionar:

1 mol de CH4 a 2 moles de O2
0,5 mol de CH4 a 1 mol de O2
pero como realmente tenemos:
0,5 mol de CH4 a 1,5 de O2

Entonces una vez que han reaccionado 0,5 moles de CH4 con 1 mol de O2, la reacción se detiene por agotamiento del CH4, y quedarían 0,5 moles de O2 de exceso. El CH4 es el reactivo limitante y sobre él deben basarse los cálculos.

RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUIMICAS.

Muchas reacciones no se efectúan en forma completa; es decir, los reactivos no se convierten completamente en productos. El término "rendimiento" indica la cantidad de productos que se obtiene en una reacción.

Consideremos la preparación de nitrobenceno, C6H5NO2, por reacción de ácido nítrico, HNO3, en exceso con una cantidad limitada de benceno, C6H6. La ecuación ajustada de la reacción es :

C6H6 + HNO3 --> C6H5NO2 + H2O
1 mol 1 mol 1mol 1 mol
78,1 g 63,0 g 123,1 g 18,0 g
Una muestra de 15,6 gramos de C6H6 reacciona con HNO3 en exceso y origina 18,0 g de C6H5NO2. ¿Cuál es el rendimiento de esta reacción con respecto al C6H5NO2? Calcúlese en primer lugar el rendimiento teórico del C6H5NO2 de acuerdo a la ESTEQUIOMETRIA.

Esto significa que si todo el C6H6 se convirtiera en C6H5NO2, se obtendrían 24,6 de C6H5NO2 (rendimiento del 100%); sin embargo, la reacción produce solamente 18,0 gramos de C6H5NO2, que es mucho menos que el 100%.

Sus conocimientos de estequiometría aumentarán si observa que la mayor parte de las sustancias no son 100% puras. Al utilizar sustancias impuras, como generalmente lo son, han de tenerse en cuenta algunas o todas las impurezas. El termino pureza (o impureza) suele indicar el "Tanto Por Ciento de Pureza".

COMPOSICIÓN CENTESIMAL.

Si se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se expresa como el porcentaje en peso de cada uno de los elementos que la componen. Por ejemplo, una molécula de metano CH4 contiene 1 átomo de C y 4 de H. Por consiguiente, un mol de CH4 contiene un mol de átomos de C y cuatro moles de átomos de hidrógeno. El tanto por ciento (porcentaje) es la parte dividida por el total y multiplicada por 100 (o simplemente partes por 100), por ello represente la composición centesimal del metano, CH4.

Referencias:

- Estequiometría: Recopilada en Oct. 11, 2008 de: http://www.monografias.com/trabajos15/definiciones-fisica/definiciones-fisica.shtml
- Estequiometría: Recopilada en Oct. 11, 2008 de:
http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa

4. GEOMETRIA DE MOLECULAS

INTRODUCCION.

Para el científico ahora parece casi imposible de imaginarse como la ciencia sería si los conceptos de átomo y de la molécula no fuesen introducidos. Sin embargo, al principio de este siglo era absolutamente posible que un buen químico tuviera serias dudas con respecto a la viabilidad de este modelo. La propuesta de la teoría atómica publicada por Dalton en su libro, "A New System of Chemical Philosophy, en 1808, no dejó de recibir objeciones por parte de la comunidad científica de la época. Los químicos como Ostwald desarrollaron estudios sin mencionar inclusive cualquier teoría que pudiese hacer pensar en la posibilidad de la existencia de átomos o de moléculas.

Con los descubrimientos de las radiaciones y de los electrones al final del siglo XIX se hizo posible imaginar y mismo empezar a medir acontecimientos que sugerían la posibilidad de discontinuidad en la materia. El famoso experimento de Rutherford, la hipótesis de la cuantización de la energía por la teoría de la radiación del cuerpo negro de Plank, la confirmación de ésta por el efecto fotoeléctrico y la dispersión Compton, el principio de dualidad onda-partícula de De Broglie, experimentalmente comprobado por la difracción de los electrones y algunos otros hechos experimentales que fueron resueltos admitiéndose que existía una discontinuidad en la materia y en la energía. El resultado de todas estas informaciones culminó con la creación en 1927 del modelo atómico de Schrödinger.

Con la aceptación de la existencia de los átomos, no fue muy difícil aceptarse la existencia de las moléculas, como entidades que pueden definirse como agrupaciones específicas de átomos, unidos por intensas fuerzas de interacción electrostática. La característica más importante para ser destacada es que cada molécula se comporta como una unidad independiente de la otra, esto es, ella conserva las propiedades del sistema. Este tipo de consideración es bastante viable cuando observamos sistemas gaseosos. Pero, a medida que condensamos la materia, es decir, a medida que hacemos con que las moléculas se encuentren más próximas una de las otras, se intensifican una serie de interacciones inter-moleculares que producen desviaciones en algunas propiedades químicas y físicas con respecto al estado gaseoso.

Dos preguntas aparecen cuando pensamos en las moléculas. La primera corresponda a las fuerzas que mantienen unidos el grupo limitado de átomos, es decir, ¿porqué las moléculas muestran composición atómica constante? La segunda dice al respecto de la necesidad de saber si la distribución de los átomos en la molécula es un factor importante, o en palabras más simples, ¿la geometría molecular representa un papel importante en las propiedades de los sistemas macroscópicos?, importante en las propiedades de los sistemas macroscópicos.

Con el experimento de Rutherford la hipótesis de la naturaleza eléctrica de los átomos fue enfatizada, siendo estos constituidos por partículas con carga positiva, negativa y partículas sin carga. Por consiguiente, las fuerzas de interacción serian de naturaleza eléctrica, lo que contestaría la primera pregunta muy superficialmente.

Para responder a la segunda, utilizaremos algunas informaciones experimentales con las cuales para tener mayor conocimiento de como varían las propiedades macroscópicas con el arreglo geométrico de los átomos, seria necesario que conociéremos las longitudes y ángulos de enlace de cada molécula y en este trabajo, lo que intentaremos mostrar es exactamente como esto es realizado, o mejor, las técnicas experimentales que nos permiten medir esas magnitudes.

GEOMETRIA MOLECULAR.

Si pudiéramos observar las moléculas por dentro con un potente lente, veríamos que los átomos que las conforman se ubican en el espacio en posiciones bien determinadas. El ordenamiento tridimensional de los átomos en una molécula se llama Geometría Molecular.

En una molécula con enlaces covalentes hay pares de electrones que participan en los enlaces o electrones enlazantes, y electrones desapareados, que no intervienen en los enlaces o electrones no enlazantes. La interacción eléctrica que se da entre estos pares de electrones, determina la disposición de los átomos en la molécula.

Veamos algunos ejemplos:

a) La molécula de agua H2O posee dos enlaces simples O - H y tiene dos pares de electrones no enlazantes en el átomo de oxígeno. Su geometría molecular es angular.
b) La molécula de amoníaco (NH3) presenta 3 enlaces simples N - H y posee un par de electrones no enlazantes en el nitrógeno. La geometría molecular es piramidal.
c) La molécula de metano (CH4) tiene cuatro enlaces simples C - H y ningún par de electrones enlazantes. Su geometría molecular es tetraédrica.

¿COMO SE PUEDE SABER LA GEOMETRIA DE UNA MOLECULA?

En la actualidad se emplean diversos métodos experimentales para conocer en forma precisa la estructura de una molécula particular. Pero en ocasiones basta con aplicar algunos métodos sencillos para obtener una geometría molecular aproximada.

Uno de los métodos para predecir la geometría molecular aproximada, está basada en la repuslsión electrónica de la órbita atómica más externa, es decir, los pares de electrones de valencia alrededor de un átomo central se separan a la mayor distancia posible para minimizar las fuerzas de repulsión. Estas repulsiones determinan el arreglo de los orbitales, y estos, a su vez, determinan la geometría molecular, que puede ser lineal, trigonal, tetraédrica, angular y pirámide trigonal.

- Geometría lineal: Dos pares de electrones alrededor de un átomo centarl, localizados en lados opuestos y separdos por un ángulo de 180º.
- Geometría planar trigonal: Tres pares de electrones en torno a un átomo central, separados por un ángulo de 120º.
- Geometría tetraédrica: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, ubicados con una separación máxima equivalente a un ángulo de 109,5º.
- Geometría pirámide trigonal: Cuatro pares de electrones en torno a un átomo centra, uno de ellos no compartido, que se encuentran separados por un ángulo de 107º.
- Geometría angular: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, con dos de ellos no compartidos, que se distancian en un ángulo de 104,5º.

Al leer todas estas descripciones, vemos que la forma de las moléculas es el resultado de las direcciones en que se ubican los electrones enlazantes. Parece increíble pensar que la forma que tiene una molécula es determinante en la manera como actúa, estableciendo sus propiedades.

La Geometría Molecular o estructura molecular es la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula, inferida a partir de estudios espectroscópicos del compuesto químico.

1. La geometría molecular determina varias propiedades de una sustancia, incluyendo su reactividad, polaridad, estado de agregación, color, magnetismo y actividad biológica.
2. Las geometrías moleculares se determinan mejor a temperaturas próximas al cero absoluto porque a temperaturas más altas las moléculas presentarán un movimiento rotacional considerable.
3. En el estado sólido la geometría molecular puede ser medida por Difracción de rayos X.
4. Las geometrías se pueden calcular por procedimientos mecánico cuánticos ab initio o por métodos semiempíricos de modelamiento molecular.
5. Las moléculas grandes a menudo existen en múltiples conformaciones estables que difieren en su geometría molecular y están separadas por barreras altas en la superficie de energía potencial.
6. La posición de cada átomo se determina por la naturaleza de los enlaces químicos con los que se conecta a sus átomos vecinos.

La geometría molecular puede describirse por las posiciones de estos átomos en el espacio, mencionando la longitud de enlace de dos átomos unidos, ángulo de enlace de tres átomos conectados y ángulo de torsión de tres enlaces consecutivos.

Referencias:

- Geometría de Moléculas. Recopilado en Oct. 10, 2008 de:
http://chemkeys.com/esp/md/ede_4/ddeq_1/geomol_9/geomol_9.htm
- Geometría Molecular. Recopilado en Oct. 10, 2008 de:
http://iiquimica.blogspot.com/2006/04/geometra-molecular.html
- Geometría Molecular. Recopilado en Oct. 10, 2008 de:http://es.wikipedia.org/wiki/Geometr%C3%ADa_molecular

3. ENLACE QUIMICO

INTRODUCCION.

Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan Enlaces Químicos.

¿PORQUE SE UNEN LOS ATOMOS?

Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles. Los cuales tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad. Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles.
Este principio recibe el nombre de Regla del Octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.

DISTINTOS TIPOS DE ENLACES.

Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos. Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.

PROPIEDADES Y COMPORTAMIENTO DE LOS ELEMENTOS.

- Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro o gaseoso en su estado fundamental capta un electrón libre y se convierte en un ión negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
- Anión: Un anión es un Ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica negativa, esto es, con exceso de electrones. Los aniones se describen con un estado de oxidación negativo.
- Alótropo: Algunos elementos químicos tienen la propiedad de presentarse con varias formas de su estructura molecular. El oxígeno tiene, por ejemplo, del O2 y O3 (ozono). El fósforo lo hace en dos formas: fósforo rojo y blanco (P4) y el carbono como grafito o diamante.
- Calor específico: Es la cantidad de calor medida en julios (joules), que se requiere para elevar la temperatura de un kilogramo de una sustancia un Kelvin.
- Catión: Un catión es un Ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica positiva, esto es, con defecto de electrones. Los cationes se describen con un estado de oxidación positivo.
- Conductividad eléctrica: La conductividad eléctrica es la medida de la capacidad que tiene un material para conducir la corriente eléctrica.
- Conductividad térmica: Se refiere a la capacidad de un material para transmitir el calor. La conductividad térmica se expresa en unidades de W/m·K (J/s· m· ºC).
- Densidad: La densidad es la relación entre la masa y el volumen y depende tanto del estado en el que se encuentre el elemento como de la temperatura del mismo. En la mayor parte de los casos que se representan, los datos corresponden a los elementos en estado sólido y a una temperatura de 293 K.
- Dureza: Se llama dureza al grado de resistencia al rayado que ofrece un material (10 niveles).
- Electronegatividad: Según L. Pauling, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer los electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
- Enlace covalente: Es el que se forma entre dos o más átomos no metálicos, compartiendo electrones con la finalidad de completar su nivel externo con muchos electrones, tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, adquiriendo la estabilidad de la estructura de gas noble. Ejemplo: CH4 (metano).
- Enlace iónico: Es el que se forma entre dos o más átomos de elementos metálicos, donde uno cede y otro gana los electrones con la finalidad de completar su nivel externo, adquiriendo estructura de gas noble. Suelen formarlo elementos metálicos con no metales. Ejemplo: NaCl (cloruro sodio; sal).
- Enlace metálico: Se conoce como modelo de la nube o mar de electrones, propiedad de los metales. Los átomos tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1,2 o 3.
- Energía de ionización: Es la energía necesaria para remover un electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y disminuye con el periodo.
- Entalpía de atomización: Es la energía necesaria para formar un mol de átomos gaseosos a partir del elemento en condiciones estándar.
- Entalpía de fusión: El calor de fusión o entalpía de fusión es la cantidad de energía (calor) que se necesita aportar a un mol del elemento para que, a su temperatura de fusión, pase de la fase sólida a la liquida.
- Entalpía de vaporización: Supongamos un mol de un elemento en estado líquido que se encuentra en equilibrio con su vapor a la presión de 1 atmósfera. Para conseguir que todo el líquido pase a la fase de vapor es necesario aportar al sistema una cantidad de energía que se conoce como entalpía de vaporización o calor de vaporización.
- Faraday (Faradios)F = 96500 C: Es la carga eléctrica contenida en un mol (NA) de electrones. Equivale a 96487 C (96500 C). Por cada Faraday se deposita un equivalente químico de las sustancias electrolíticas.
- Grados Kelvin: Escala absoluta de temperaturas. t (ºC) = T (K) - 273,15.
- Isómeros: Se llaman isómeros a dos o más compuestos diferentes que tienen la misma fórmula molecular, pero diferente fórmula estructural, y diferentes propiedades físicas o químicas.
- Isótopo: Se llaman así a aquellas especies químicas que poseen el mismo número atómico pero distinto número másico. Misma cantidad de protones y distinta de neutrones.
- Masa atómica: Actualmente se define la unidad de masa atómica (uma) como 1/12 de la masa del 12C. La masa atómica relativa, también llamada peso atómico, de un elemento es la relación entre su masa y la unidad de masa atómica.
- Milímetro de mercurio (Hg): Es una unidad de presión. Una ATM equivale a 760mm de Hg.
- Mol: El mol es la unidad básica del Sistema Internacional de Unidades que mide la cantidad de sustancia; se representa con el símbolo mol. Es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene la misma cantidad de partículas que átomos hay en 0,012 Kg. de carbono 12 (12C). Vea Número de Avogadro (NA).
- Número de Avogadro: NA = 6,022 · 10^23 (valor recomendado IUPAC). El número o constante de Avogadro se utiliza en química para establecer una relación entre la masa o volumen y la cantidad de materia (entidades). Se define originalmente como "la cantidad de átomos de 12C contenidos en 0,012 Kg. (12 gramos) de este elemento".
- Número (estados) de oxidación: El número de oxidación es un número entero (no siempre*) que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. No se debe confundir valencia con estado o número de oxidación: En los compuestos: CH4, CHCl3 y CCl4 la valencia del carbono en todos ellos es 4 mientras que su estado o número de oxidación es: - 4, +2 y +4.* En los superóxidos el oxígeno tiene número de oxidación -1/2.
- Órbita: En el modelo de Niels Bohr, círculo descrito por los electrones. A cada una se le asocia un sólo número cuántico "n". Posteriores modelos atómicos le permitieron ser elipses, apareciendo otros números cuánticos (l y m).
- Orbital: Se denomina así a los estados estacionarios, en un átomo, de un electrón. Viene dada por una función cuyo cuadrado representa la probabilidad de encontrar a éste, en un momento dado, en una pequeña región del espacio. Se define mediante tres números cuánticos: n, l y m. En cada orbital entran dos electrones con espines distintos.
- Peso equivalente: Peso equivalente de un elemento es la cantidad del mismo que se combina con 8 g de Oxígeno, o con 1,008 g de Hidrógeno.
- Polarizabilidad: Es la tendencia relativa de la nube electrónica a distorsionar su forma normal por la presencia de un ión o un dipolo cercano, es decir por la presencia de un campo eléctrico externo.
- Potencial de ionización: La energía de ionización, también llamada potencial de ionización, es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido.
- Punto de ebullición: Es la temperatura a la que la presión de vapor de un líquido es una atmósfera. En el Sistema Internacional se mide en K (Kelvin).
- Punto de fusión: El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 ATM. En el Sistema Internacional se mide en K (Kelvin).
- Radio atómico: El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a izquierda).
- Radio covalente: El radio covalente es la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales que están unidos mediante un enlace simple en una molécula neutra.
- Radio iónico: El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.
- Valencia del elemento: Se define como el número de átomos de hidrógeno que pueden unirse con un átomo de dicho elemento o ser sustituido por él. La valencia de un no metal se considera negativa si está combinada con metales o hidrógeno, y positiva cuando se combina con un no metal más electronegativo que él. Con el hidrógeno se toma la menor de las que posee con el oxígeno. No debe confundir valencia con estado o número de oxidación: En los compuestos: CH4, CHCl3 y CCl4 la valencia del carbono en todos ellos es 4 mientras que su estado o número de oxidación es: - 4, +2 y +4.
- Volumen molar: Cociente entre la masa de un mol de elemento y su densidad.

Referencias:

- Elementos Químicos. Recopilado en Oct. 09, 2008 de:
http://www.educaplus.org/sp2002/index1.html
- Glosario de Química. Recopilado en Oct. 09, 2008 de:
http://www.jergym.hiedu.cz/~canovm/vyhledav/varianty/spanels2.html

2. PERIODICIDAD QUIMICA

INTRODUCCION.

Con la moderna teoría atómica en función de las estructuras electrónicas podemos comprender porque determinados elementos tienen propiedades semejantes. Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras electrónicas semejantes en sus capas externas o niveles de valencia tienen muchas propiedades químicas en común. Esta idea que relaciona la semejanza en las estructuras con la semejanza en las propiedades es la base de la ley periódica.

ACTIVIDAD 1:

El alumno debe adquirir una Tabla Periódica para fines de una mejor comprensión del tema en desarrollo. Esta será requerida y validada por el profesor asignado a la materia.

CLASIFICACIONES PERIDICAS INICIALES.

En base a la información de las propiedades químicas en común los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las similaridades químicas y físicas de los elementos.

Algunos de los científicos que consolidaron la actual ley periódica son:

1. Johann W. Dobeneiner: Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamadas triadas.

2. John Newlands: Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.

3. Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer: Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo.

TABLA PERIODICA ACTUAL.

En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los números atómicos de los elementos y con estos creó una nueva organización para los elementos.

Ley periódica: → "Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos”.

Lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y propiedades físicas que varían periódicamente.

ORGANIZACION DE LA TABLA PERIODICA.

1. Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos.
2. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias, los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B.
3. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición.
4. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.
5. La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles.
6. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales (son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico) y al lado derecho a los no metales (pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido).
7. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides (poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales).

Referencias de Consulta de la Tabla Periódica.

- Tabla Periódica. Recopilado en Oct. 09, 2008 de:

http://www.jergym.hiedu.cz/~canovm/vyhledav/varianty/spanels2.html

- Tabla Periódica. Recopilado en Oct. 09, 2008 de:

http://www.acienciasgalilei.com/qui/pdf-qui/tperiodica1.pdf

CONFIGURACION ELECTRONICA.

Como ya se ha mencionado, los electrones del átomo giran en torno al núcleo en unas órbitas determinadas por los números cuánticos.

- n: El número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.

- l: El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste(desde 0 hasta n-1). Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a una órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 3, l tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.

- m: El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta l, pasando por el valor 0. Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2. Si el número cuántico azimutal es 1, existen tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que si es 0, sólo hay una posible orientación espacial, correspondiente al valor de m 0.

El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital. Según el número cuántico azimutal (l), el orbital recibe un nombre distinto.

Cuando l = 0, se llama orbital s; si vale 1, se denomina orbital p, cuando 2 d, si su valor es 3, se denomina orbital f, si 4 g, y así sucesivamente. Pero no todas las capa tienen el mismo número de orbitales, el número de orbitales depende de la capa y, por tanto, del número cuántico n. Así, en la capa K, como n = 1, l sólo puede tomar el valor 0 (desde 0 hasta n-1, que es 0) y m también valdrá 0 (su valor varía desde -l hasta l, que en este caso valen ambos 0), así que sólo hay un orbital s, de valores de números cuánticos (1, 0,0). En la capa M, en la que n toma el valor 3. El valor de l puede ser 0, 1 y 2. En el primer caso (l = 0), m tomará el valor 0, habrá un orbital s; en el segundo caso (l = 1), m podrá tomar los valores -1, 0 y 1 y existirán 3 orbitales p; en el caso final (l = 2) m tomará los valores -2, -1, 0, 1 y 2, por lo que hay 5 orbitales d. En general, habrá en cada capa n2 orbitales, el primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f, etc.

- s: Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.
Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital).

LLENADO DE ORBITALES.

Aunque en un átomo existen infinitos orbitales (el valor de n no está limitado), no se llenan todos con electrones, estos sólo ocupan los orbitales (dos electrones por orbital, a lo sumo) con menor energía, energía que puede conocerse, aproximadamente, por la regla de Auf-Bau, regla nemotécnica que permite determinar el orden de llenado de los orbitales de la mayoría de los átomos. Según esta regla, siguiendo las diagonales de la tabla de la derecha, de arriba abajo, se obtiene el orden de energía de los orbitales y su orden, consecuentemente, su orden de llenado. Como en cada capa hay 1 orbital s, en la primera columna se podrán colocar 2 electrones. Al existir 3 orbitales p, en la segunda columna pueden colocarse hasta 6 electrones (dos por orbital). Como hay 5 orbitales d, en la tercera columna se colocan un máximo de 10 electrones y en la última columna, al haber 7 orbitales f, caben 14 electrones.

El orden de los elementos en la tabla periódica se corresponde con su configuración electrónica, esto es, con el orden y lugar de los electrones en sus orbitales.

ACTIVIDAD 2:

El alumno debe consultar el siguiente link así como realizar ejercicios dentro y fuera del aula para una clara comprensión de la Configuración Electrónica de los elementos.

Configuración Electrónica. Recopilado en Oct. 09, 2008 de: http://personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/configuracion.htm

LOCALIZACION DE LOS ELEMENTOS.

Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo.

1. Elementos representativos (Grupos A): Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.

EJEMPLO: Localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35.

a) La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

b) La cual en forma ascendente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5.

c) El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto periodo.

d) El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.

Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:

a) Grupo IA: Alcalinos
b) Grupo IIA: Alcalinotérreos
c) Grupo VIIA: Halógenos
d) Grupo VIIIA: Gases nobles

2. Elementos de transición (Grupos B): Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s. Si la suma es 3, 4, 5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente.

EJEMPLO: Localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47.

a) La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9,

b) La cual en forma ascendente es; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d9 5s2.

c) El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el quinto periodo.

d) El grupo se determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo I B.

3. Elementos de tierras raras (Lantánidos y Actínidos): Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s, f-d-s o d-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica.

Referencias:

- Elementos Químicos. Recopilado en Oct. 09, 2008 de:
http://www.educaplus.org/sp2002/index1.html
-Glosario de Química. Recopilado en Oct. 09, 2008 de: http://www.jergym.hiedu.cz/~canovm/vyhledav/varianty/spanels2.html
- Tabla periódica, configuración electrónica y propiedades periódicas. Recopilado en Oct. 09, 2008 de:
http://www.educarchile.cl/Portal.Base/Web/VerContenido.aspx?GUID=123.456.789.000&ID=136396

1. ESTRUCTURA ELECTRONICA DE ATOMOS

INTRODUCCION.

La introducción a la estructura atómica se plantea con la comprensión del Modelo científico. "Supongamos que nos dan una caja cerrada que no nos está permitido abrir y que contiene algo en su interior. Como no la podemos abrir, tendremos que recurrir a hacer una serie de pruebas o ensayos para averiguar lo que contiene: agitarla, pesarla, etc. Con los datos obtenidos podremos forjar una idea, una imagen mental, sobre el contenido de la caja. Por otra parte, la idea o modelo que imaginamos nos permitirá formular predicciones: si, por ejemplo, concluimos que se trata de un líquido, podremos predecir que al hacerle un agujero, tal líquido se derramará". De esto se concluye que una idea o teoría sobre la naturaleza de un fenómeno para explicar hechos experimentales constituye lo que en ciencias se denomina Modelo Científico.

Un ejemplo de modelo científico es el modelo atómico. Nadie ha visto nunca un átomo. Es más, la propia ciencia predice que nunca se podrá ver. Sin embargo, observando una serie de fenómenos en el comportamiento de la materia es posible desarrollar una serie de ideas de como será la estructura de la materia.

TEORIA ATOMICA.

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 posibles 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.
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. Estas teorías que tanto significan para la química es lo que vamos a estudiar en las próximas secciones de esta unidad.

EVOLUCION DE LOS MODELOS ATOMICOS.

- En aproximación (440/435 antes de Cristo): Se consideran los inicios de los modelos atómicos con opiniones muy divergentes al filósofo Leucipo. Sea lo que sea, lo cierto es que sabemos muy poco sobre la vida de Leucipo de tal forma que, incluso se ha llegado a negar su existencia. Lo que sucede es que tanto Aristóteles como Teofrasto dejan establecido claramente que Leucipo habría sido el inventor del atomismo con lo que se puede afirmar que no solo existió como filósofo, sino que fue el autor principal de la teoría atomista y que Demócrito habría sido un seguidor que habría introducido detalles nuevos en el sistema.

Por lo que se refiere a Demócrito de Abdera (filosofo griego) sabemos que era más joven que Leucipo y que siguió sus teorías. Dado que es muy difícil establecer, en relación con la filosofía atomista, que partes pertenecen a Leucipo y que partes a Demócrito, es por lo que se presentan juntos. Son los primeros en creer que la materia estaba constituida por partículas que denominaron átomos, palabra que significa "sin división", ya que consideraban el átomo como único e indivisible. Se basaba, no en pruebas experimentales, sino en un razonamiento que puede sintetizarse así: un trozo de metal puede cortarse en 2 pedazos y cada uno de éstos en dos pedazos más...; estos pueden dividirse sucesivamente hasta llegar a un momento en que se obtenga una partícula que ya no sea posible dividirla: el átomo.

Pensaba que los átomos tendrían formas y tamaños distintos: esféricos, cilíndricos, irregulares. Al mismo tiempo se definía que el número de átomos es infinito. Son impenetrables, indestructibles, eternos, pesados y todos de la misma naturaleza. Sin embargo se da entre ellos una infinita variedad de formas externas y de tamaños. Por ejemplo la dureza y el peso de los cuerpos dependen de la cercanía de los átomos.

- Al mismo tiempo aproximado ( 495/490 - 435/430 antes de Cristo): Empédocles, otro filósofo griego, no creía en tal teoría que la materia estaba constituida por átomos y postulaba la idea de que la materia estaba constituida por 4 elementos que se combinaban entre sí. Según él, la vida sólo era posible donde había humedad: una flor sin agua se muere; luego el primer elemento era el agua. Pero el agua no es sólida, se escapa de las manos. Una montaña no puede estar formada de agua y necesita, por tanto, otro elemento que le dé consistencia, solidez. La tierra fue el segundo elemento de que habló Empédocles, pues, a su juicio, daba consistencia al agua. Sin embargo, el barro que resultaba de esta mezcla era muy blando. Creyó entonces que quien le daba dureza era un tercer elemento, el aire, pues seca o evapora el agua que contienen las cosas. Por último, Empédocles consideró el fuego como 4° elemento.

Sobre estas bases Empédocles dedicó gran interés a la observación de la naturaleza (botánica, zoología y fisiología), y expuso originales concepciones sobre la evolución de los organismos vivos, la circulación de la sangre, y la sede del pensamiento en el corazón, tesis acogida durante mucho tiempo por la medicina. Realmente se conoce muy poco de la biografía de Empédocles; su personalidad está envuelta en la leyenda, que lo hace aparecer como mago y profeta, autor de milagros y revelador de verdades ocultas y misterios escondidos.

- John Dalton (1766-1844): Posteriormente transcurre un largo período en la historia de la Química, la Alquimia, donde la preocupación primordial es tratar de convertir los metales conocidos en oro. Hacia el 1800, el profesor inglés John Dalton (químico y físico) recogió la idea del átomo que dio el filosofo Demócrito, si bien esta vez basándose en métodos experimentales.
Mediante el estudio de las leyes pondérales, concluye que: la materia está constituida por partículas indivisibles (átomos), todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales, los átomos de elementos diferentes son también diferentes.

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).

Dalton, además de su 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".

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. De la misma manera se ha ido construyendo el modelo atómico actual; de Dalton hasta nuestros días se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la formulación de una serie de modelos invalidados sucesivamente a la luz de nuevos acontecimientos.

- Joseph John Thompson (1856-1940): Se le atribuye el Modelo atómico de Thompson (físico británico) quien en 1897 realiza una serie de experimentos y descubre el electrón. En tubos de gases a baja presión en los que se establece una diferencia de potencial superior a 10.000 voltios, se comprobó que aparecían partículas con carga eléctrica negativa a las que se llamó electrones, y demostró que habían sido arrancados de los átomos (los cuales eran neutros). Tal descubrimiento modificó el modelo atómico de Dalton, que lo consideraba indivisible. Thompson supuso el átomo como una esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la que se encuentran incrustados los electrones. 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.

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.

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.

- Ernest Rutherford (1871-1937): Físico inglés que realizó una serie de experimentos. Hizo incidir sobre una lámina finísima de oro un delgado haz de partículas cargadas positivamente de masa mucho mayores que el electrón y dotadas de energía cinética alta. En el choque observó distintos comportamientos: la mayoría atravesaban la lámina sin desviarse, algunas se desviaban, muy pocas retrocedían. Esta experiencia implicaba que los átomos estaban casi vacíos, pues la mayoría de las partículas las atravesaban y que hay una zona cargada positivamente, ya que algunas partículas retrocedían o se desviaban. Esta zona debe estar muy concentrada ya que es mayor el número de desviaciones que de choques.

Esto le condujo a proponer en 1911 un nuevo modelo atómico en el que se afirmaba que los átomos estaban constituidos por 2 zonas bien diferenciadas: Una de carga positiva con el 99,9% de la masa muy concentrada y por tanto de gran densidad a la que llamó núcleo. Otra rodeando al núcleo a la que llamó corteza donde estaban los electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo.

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 Ernest 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 zinc.

Ernest 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.

- Neils Bohr (1885-1962): Físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.
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 que Neils Bohr aplicaba la hipótesis cuántica propuesta 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?

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.

- Erwin Schrödinger (1887-1961): Postula la Mecánica cuántica y orbitales atómicos. En el año 1927, E.Schrödinger (Premio Nobel de Física 1933), apoyándose en el concepto de dualidad onda-corpúsculo enunciado por L.de Broglie (Premio Nobel de Física 1929), formula la Mecánica Ondulatoria, y W. Heisenberg (Premio Nobel de Física 1932) la Mecánica de Matrices. Ambas mecánicas inician un nuevo camino en el conocimiento de la estructura atómica, y ampliadas por Born, Jordan, Dirac y otros han dado lugar a lo que actualmente se denomina Mecánica Cuántica.
Frente al determinismo de la mecánica clásica, la mecánica cuántica, es esencialmente probabilística y utiliza un aparato matemático más complicado que la mecánica clásica.
Actualmente, el modelo atómico que se admite es el modelo propuesto por la mecánica cuántica (modelo de Schrödinger). A partir de 1930 la mecánica cuántica se aplicó con mucho éxito a problemas relacionados con núcleos atómicos, moléculas y materia en estado sólido. La mecánica cuántica hizo posible comprender un extenso conjunto de datos, de otra manera enigmáticos. Sus predicciones han sido de una exactitud notable. Ejemplo de esto último es la increíble precisión de diecisiete cifras significativas del momento magnético del electrón calculadas por la EDC (Electrodinámica Cuántica) comparadas con el experimento. Así como las ondas electromagnéticas satisfacen la ecuación de ondas derivada de las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo, la función de onda de De Broglie satisface una ecuación conocida como la "Ecuación de Schrödinger".

PROPIEDADES DEL ATOMO.

Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de este varían. Así por ejemplo los átomos que tienen el mismo número de electrones de valencia y que poseen distintos números atómicos poseen características similares. Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones. Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas estables con signo positivo se las llamó protón.

* Protón: su masa es igual a 1,6710 x 10^-27 Kg.

Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaban unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por James Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón.

* Neutrón: su masa es igual a 1, 6748210 x 10^-27 Kg.

Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables de carga eléctrica negativa.

* Electrón: su masa es igual a 9,1110 x 10^-31 Kg.

El modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de átomos mayores. 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 forma 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, haya ninguna zona oscura. En cambio, los elementos gaseosos de un tubo de descarga emiten 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, Antoine Henri 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 uranio 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 continuas, 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.

Referencias:
- Estructura Atómica. Recopilado en Oct. 08, 2008 de: http://www.fisicanet.com.ar/quimica/estructura_atomica/ap06_estructura_atomica.php
- Mecánica Quántica. Recopilado en Oct. 08, 2008 de: http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/tutorial-11.html
- Introducción a la Mecánica Cuántica. Recopilado en Oct. 09, 2008 de: http://www.nucleares.unam.mx/~vieyra/cuant1.html