Teoría Atómica de Dalton

El comportamiento químico de la materia, descrito por las leyes ponderales, necesitaba un modelo teórico que le diera explicación. Este modelo fue la primera teoría atómica de la materia y decía que:

• Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales separadas e indestructibles.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.
• Los átomos de los distintos elementos tienen masa y propiedades diferentes.
• Los compuestos se forman por la unión de átomos en una relación numérica sencilla. Los átomos de un determinado compuesto son, a su vez, idénticos en su masa y en todas sus propiedades.

Esta teoría atómica introduce la idea de una materia discontinua, formada por unas partículas inmutables (los átomos), y considera las reacciones químicas como una redistribución de estos átomos.

Estructura del Átomo

La teoría atómica de Dalton rompía con las ideas tradicionales y decía que la materia estaba formada por átomos. El concepto de átomo como partícula material indivisible se mantuvo con éxito durante un largo periodo. En cambio, cuando se profundizó en el estudio de la electricidad y la electroquímica, surgió una relación íntima entre la materia y las cargas eléctricas. Con el descubrimiento de la radiactividad natural, se conocieron tres clases de partículas: rayos alfa (positivos), rayos beta (negativos) y rayos gamma (neutros e inmateriales). Lo que llevó a pensar que el átomo no era indivisible.

El Electrón. Modelo Atómico de Thomson

El estudio de la conductividad de gases a baja presión, en un tubo de descarga, reveló una luminiscencia en la pared del tubo opuesto al cátodo (carga negativa). La causa de esta luminiscencia era un chorro de partículas (negativas) que provenía del cátodo. A estas partículas se las denominó rayos catódicos. Se comprobó que los rayos catódicos obtenidos con gases diferentes son iguales entre sí y que las partículas tenían una relación carga/masa. Thomson propuso que el átomo no era la partícula indivisible que había propuesto Dalton, sino que debía estar formado por cargas negativas, los electrones. Estos están incrustados en una masa esférica de densidad uniforme. La carga negativa total de los electrones es igual a la positiva de la masa en la que se encuentran incrustados, por lo que el átomo es neutro. Este modelo atómico desvelaba la naturaleza de los rayos catódicos y daba explicación al hecho de que sean idénticos, da igual el gas analizado.

El Protón. Modelo Atómico de Rutherford

Empleó las partículas alfa para determinar la estructura interna de la materia. Observó que:

• La mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse.
• Algunas partículas se desviaban de su trayectoria inicial.
• Otras eran rechazadas por la lámina.

Thomson sugería que los átomos estaban constituidos por una distribución regular de carga y masa. La lámina debía de poseer una estructura interna homogénea y, por tanto, las partículas, al atravesarlas, debían tener un comportamiento uniforme y no tan dispares como los que se obtuvieron. Se creó un nuevo modelo atómico llamado modelo nuclear del átomo. Según esto, el átomo está formado por un núcleo y una corteza.

Isótopo

Los resultados obtenidos tras una serie de experimentos sugerían que los átomos que forman un elemento no son iguales en todo, sino que puede haber átomos con las mismas propiedades químicas, pero diferente masa.

Espectro Atómico de Emisión

Todas las sustancias emiten, reflejan o absorben la energía en algún momento. Llamamos espectro de emisión a la radiación emitida por ésta en estado gaseoso cuando se le comunica suficiente energía. Los espectros de los elementos son discontinuos, es decir, solo emiten radiación en algunas frecuencias determinadas. Un elemento emite siempre el mismo espectro y no hay dos elementos con el mismo espectro.

Teoría Cuántica de Planck

Los cuerpos emiten o absorben la energía en forma de paquetes o cuantos de energía.

Limitación del Modelo Atómico de Rutherford

Los electrones se mueven en órbitas circulares y, por tanto, tienen aceleración normal, pero se sabe que una carga eléctrica en movimiento debe emitir energía. Por tanto, el electrón debería caer en una órbita espiral hacia el núcleo hasta chocar. Aquí, el átomo perdería energía en forma de radiación electromagnética de espectro continuo. El electrón pasaría por todas las órbitas describiendo una espiral, cuyo centro sería el núcleo y, por tanto, la radiación debería ser continua. Sin embargo, los espectros atómicos de emisión de los elementos son discontinuos.

Modelo Atómico de Bohr

Bohr elaboró un nuevo modelo atómico:

• La energía del electrón está cuantificada.
• El electrón se mueve siguiendo órbitas circulares alrededor del núcleo.
• Solo se absorbe o se emite energía cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro.

Limitación del Modelo de Bohr

No explicaba por qué la energía en las órbitas estaba cuantizada, ni por qué algunas de las propiedades de los elementos se repetían al aumentar la resolución de los espectrógrafos. Se dieron cuenta de que algunas líneas de espectro eran en realidad dos. También se observó que algunas líneas espectrales se desdoblaban en varias.

Orbital

Son superficies imaginarias dentro de las cuales la posibilidad de encontrar un electrón es muy grande.

Números Cuánticos

El comportamiento de un electrón dentro del átomo viene determinado por cuatro números cuánticos:

• El número cuántico principal se representa con una n y designa el nivel de energía.
• El número cuántico del momento angular orbital se representa con una l y determina la forma del orbital.
• El número cuántico magnético se representa con ml y describe la orientación del orbital en el espacio.
• El número cuántico magnético del espín del electrón, ms.

Enlace Químico

Las fuerzas que mantienen unidos los átomos, los iones o las moléculas que forman las sustancias químicas de manera estable.

Estabilidad

Cuanto mayor es la energía liberada en la formación del enlace, mayor estabilidad tiene éste. A la distancia de enlace, la energía del sistema es mínima, mientras que su estabilidad es máxima. Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tenían los átomos por separado.

Octeto Electrónico

La estructura que presentan los elementos teniendo ocho electrones de valencia en su última capa.

• Se le atribuye la especial estabilidad de los gases nobles.
• En los elementos existe la tendencia a combinarse para conseguir esta estructura electrónica.

Enlace Iónico

Es la unión que resulta de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a una red cristalina iónica.

Polarización del Enlace Covalente

El enlace covalente polar se forma cuando se unen dos átomos de diferentes electronegatividad.

Enlace Metálico

• Los átomos del metal ceden sus electrones, convirtiéndose en iones positivos. Se ordenan en una red cristalina.
• Los electrones forman una nube electrónica alrededor de los iones positivos y pueden desplazarse en el interior del metal.
• La interacción entre los iones positivos y la nube electrónica estabiliza el cristal.
• La unión no es rígida ni demasiado fuerte, de tal modo que las capas de iones positivos pueden desplazarse unas sobre otras.

Enlaces Intermoleculares

Fuerzas de unión entre moléculas.

Fuerzas atractivas son tres tipos:

• Fuerzas de dispersión: Aparecen entre moléculas no polarizadas. En un momento dado, una de estas moléculas experimenta un ligero desplazamiento de su nube de electrones respecto del núcleo y forma un dipolo instantáneo.
• Atracción dipolo-dipolo: Aparecen entre el extremo positivo de una molécula polarizada y el extremo negativo de otra.
• Enlace de hidrógeno: Los átomos de hidrógeno unidos a átomos muy electronegativos y de pequeño tamaño están muy polarizados positivamente.

Clasificación de las Sustancias Materiales

Mezcla

Es una sustancia formada por la unión de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí. Pueden separarse mediante procesos físicos y su composición y propiedades son variables.

• Homogéneas: No se distinguen los componentes que la forman.
• Heterogéneas: Es aquella en la que es posible observar los distintos compuestos que la constituyen.

Sustancia Pura

Es aquella que no se puede separar en otras más sencillas mediante procesos físicos y cuya composición y propiedades son constantes.

• Elementos: No pueden descomponerse en otras sustancias puras más simples mediante procesos químicos.
• Compuestos: Son sustancias puras que pueden descomponerse en otras más simples mediante procesos químicos.

Propiedades Físicas y Químicas

Propiedades físicas: Son aquellas que presenta la materia sin cambiar su composición, por ejemplo: dureza.

Propiedades químicas: Son las que presenta la materia cuando cambia su composición.

Propiedades extensivas: Son aquellas que dependen de la cantidad de materia presente, como el volumen y la energía interna.

Propiedades intensivas: Son aquellas que no dependen de la cantidad de materia presente.

Reacción Química

Es el proceso por el cual una o varias sustancias iniciales, llamadas reactivos, se transforman en otras u otras sustancias finales, llamadas productos, diferentes de las iniciales.

Leyes Ponderales

Ley de Lavoisier (Conservación de la masa): En toda reacción química, la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción.

Ley de Proust (Proporciones definidas): La proporción entre las masas en que dos o más elementos se combinan para formar un cierto compuesto es siempre constante e independiente del procedimiento para formarlo.

Ley de Dalton (Proporciones múltiples): Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa del otro para dar diferentes compuestos están en una relación de números enteros sencillos.

Principio de Avogadro y Ley de Gay-Lussac

Principio de Avogadro: Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. Esto supone que algunas partículas de algunos gases no son átomos, sino moléculas.

Ley de los volúmenes de combinación o Ley de Gay-Lussac: Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números sencillos.

Unidades de Masa y Mol

Unidad de masa atómica (uma): Es la doceava parte de la masa de un tipo especial de átomo de carbono.

Masa atómica relativa: Es la masa media de un átomo de un elemento expresada en unidades de masa atómica.

Masa molecular relativa: Es la masa media de una de sus moléculas expresada en unidades de masa atómica.

Mol: Un mol de cualquier sustancia es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 10^23 partículas de la misma.

Masa en gramos: De un mol de átomos es numéricamente igual a la masa atómica expresada en unidades de masa atómica de dicho elemento.

Masa molar: Expresada en gramos, es numéricamente igual a la masa molecular expresada en unidades de masa atómica de dicha molécula.

Estado Gaseoso

Ley de Boyle-Mariotte: A temperatura constante, el producto de la presión que ejerce sobre una cantidad de gas por el volumen que ocupa éste es una constante.

Ley de Charles y Gay-Lussac: A presión constante, el volumen que ocupa una cantidad de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Ley completa de los gases: Para una cantidad determinada de gas, el producto de su presión por el volumen, dividido por la temperatura absoluta, es constante.