Descubrimiento de las Partículas Subatómicas

Experimentos Fundamentales

El descubrimiento del electrón, protón y neutrón marcó un hito en la comprensión de la estructura de la materia.

Experimento de los Rayos Catódicos

Mediante tubos de descarga, se observaron rayos de luz (electrones) emitidos por el cátodo, revelando la existencia de partículas con carga negativa.

Experimento de los Rayos Anódicos

Se detectaron rayos con carga positiva (protones) en dirección opuesta a los rayos catódicos, cuya masa dependía del gas utilizado.

Científicos Pioneros

• Electrón: J.J. Thomson
• Protón: Ernest Rutherford
• Neutrón: James Chadwick

Modelos Atómicos

Modelo Atómico de Thomson

Este modelo, también conocido como «pudín de pasas», explica fenómenos como la electrización por frotamiento y la relación carga-masa del electrón observada en los tubos de rayos catódicos.

Limitaciones del Modelo de Rutherford

A pesar de sus avances, el modelo de Rutherford no pudo explicar la estabilidad del átomo ni los espectros atómicos, que revelaban la naturaleza cuántica de la energía.

El Neutrino: Una Partícula Elusiva

Debido a su falta de carga eléctrica y su escasa interacción con la materia, el neutrón fue la última partícula subatómica en ser descubierta.

Espectros Atómicos y Números Cuánticos

Tipos de Espectros Atómicos

Existen dos tipos principales de espectros atómicos:

• Espectro de emisión: Conjunto de radiaciones electromagnéticas emitidas por átomos excitados.
• Espectro de absorción: Un átomo absorbe parte de la luz blanca que lo atraviesa, generando un espectro con líneas oscuras.

Números Cuánticos: Descifrando la Estructura Electrónica

Los números cuánticos describen el estado energético y la ubicación de los electrones en un átomo:

• Número cuántico principal (n): Determina el nivel de energía y el tamaño del orbital.
• Número cuántico del momento angular o azimutal (l): Define la forma geométrica del orbital.
• Número cuántico magnético (m): Describe la orientación espacial del orbital.
• Número cuántico de espín (s): Indica el giro del electrón sobre su propio eje.

Orbitales Atómicos: Zonas de Probabilidad

Un orbital atómico representa la región del espacio donde es más probable encontrar un electrón con una energía y un momento angular específicos. A diferencia de las órbitas definidas del modelo de Bohr, los orbitales son regiones de probabilidad, no trayectorias fijas.

Principios de la Estructura Electrónica

Principio de Exclusión de Pauli

Este principio establece que no pueden existir dos electrones en un átomo con los mismos cuatro números cuánticos. Cada electrón tiene un estado cuántico único.

Principio de Máxima Multiplicidad de Hund

Según este principio, los electrones ocupan los orbitales de un mismo subnivel de energía de manera que se maximiza el número de electrones desapareados con espines paralelos.

Enlaces Químicos: Uniendo Átomos

Metales y No Metales: Un Juego de Electrones

Los elementos metálicos tienden a perder electrones, formando cationes, mientras que los no metales tienden a ganar electrones, formando aniones.

Enlace Covalente Dativo

En este tipo de enlace, un átomo aporta los dos electrones compartidos para formar el enlace con otro átomo que tiene un orbital vacío.

Moléculas Polares: Diferencias de Electronegatividad

La polaridad de una molécula surge de la diferencia de electronegatividad entre sus átomos. El átomo más electronegativo atrae con mayor fuerza los electrones compartidos, creando un polo negativo y un polo positivo en la molécula.

Fuerzas Intermoleculares: Atracciones entre Moléculas

Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre moléculas. Estas fuerzas son más débiles que los enlaces químicos, pero juegan un papel crucial en las propiedades físicas de las sustancias.

Puentes de Hidrógeno

Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de interacción dipolo-dipolo que ocurre entre moléculas que contienen hidrógeno unido a átomos altamente electronegativos como el oxígeno, el flúor o el nitrógeno.

Fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas de atracción débiles que existen entre todas las moléculas, independientemente de su polaridad. Se clasifican en tres tipos:

• Dipolo-dipolo: Atracción entre moléculas polares.
• Dipolo-dipolo inducido: Una molécula polar induce un dipolo temporal en una molécula no polar.
• Fuerzas de dispersión de London: Atracciones instantáneas entre moléculas no polares debido a fluctuaciones temporales en la distribución electrónica.

Teorías de las Reacciones Químicas

Teoría de las Colisiones

Esta teoría establece que para que una reacción química ocurra, las moléculas de los reactivos deben colisionar con suficiente energía y orientación adecuada para romper los enlaces existentes y formar nuevos enlaces.

Teoría del Estado de Transición

Esta teoría describe la formación de un complejo activado, un estado intermedio de alta energía, durante una reacción química. La energía de activación es la energía mínima necesaria para que los reactivos alcancen el estado de transición y la reacción pueda proceder.

Energética de las Reacciones Químicas

Reacciones Exotérmicas y Endotérmicas

Las reacciones químicas pueden liberar o absorber energía en forma de calor, luz o electricidad:

• Reacciones exotérmicas: Liberan energía al entorno.
• Reacciones endotérmicas: Absorben energía del entorno.

Velocidad de Reacción

La velocidad de una reacción química se define como la rapidez con la que disminuye la concentración de los reactivos o aumenta la concentración de los productos. Varios factores influyen en la velocidad de reacción:

• Superficie de contacto
• Concentración de reactivos
• Temperatura
• Presencia de catalizadores