Inicios de la Teoría Atómica

En la Edad Antigua, siglos V y IV a. C., los filósofos griegos se preguntaban cómo era la materia. Leucipo y Demócrito imaginaban que la materia estaba formada por partículas indivisibles, indestructibles e invariables llamadas átomos. Sin embargo, Aristóteles y Platón creían que era continua. En 1803, Dalton formuló su teoría atómica.

Leyes Ponderales

Ponderal significa medir. Las leyes ponderales miden la masa en las reacciones químicas.

Ley de Conservación de la Masa

Enunciada en el siglo XVIII por Lavoisier, dice que en toda reacción química, la masa total de las sustancias que reaccionan es igual a la masa total de las que se han obtenido. Esta ley es válida si el intercambio de energía con el medio es pequeño.

Ley de las Proporciones Definidas

Enunciada en el siglo XIX por Proust, dice que un compuesto determinado tiene siempre la misma composición, independientemente de su origen o su modo de preparación. Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto determinado, lo hacen en una relación de masa invariable. Esta ley permitía conocer las masas de sustancia necesarias para elaborar un compuesto.

Teoría de Dalton

1. Todo elemento está compuesto por átomos indestructibles, indivisibles e inalterables en las reacciones químicas.
2. Los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades y masa.
3. Los átomos de elementos diferentes tienen masa y propiedades diferentes.
4. Los compuestos se forman mediante la unión de átomos en relaciones numéricas sencillas.
5. La reunión de átomos forma átomos de compuesto, que son iguales entre sí y tienen la misma masa.

Ley Volumétrica de las Reacciones Químicas

Los científicos, a finales del siglo XIX, estudiaron las relaciones existentes entre los volúmenes de gases cuando reaccionan para formar un nuevo compuesto gaseoso. Gay-Lussac dijo que los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química están en una relación de números enteros sencillos. Estos gases se tienen que medir en las mismas condiciones de temperatura y presión. Dalton dijo que las proporciones debían ser 1:1:1, pero Gay-Lussac demostró que no, lo que contradijo los postulados de Dalton.

Principio de Avogadro

En 1811, Avogadro reconcilió la teoría de Dalton con la ley de Gay-Lussac: volúmenes iguales de todos los gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas (P·V = n·R·T). Introduce el concepto de molécula (grupo de átomos) y, según él, muchos elementos en estado gaseoso están formados por moléculas, siendo frecuentes las diatómicas.

Constitución de los Átomos

Un átomo está constituido por el núcleo (protones y neutrones) y la envoltura (electrones). Los protones tienen carga positiva (carga estándar por ser la más baja conocida). Los neutrones no tienen carga y su masa es similar a la del protón. Los electrones tienen carga negativa igual a la del protón. Un átomo está tremendamente vacío y casi toda la masa reside en el núcleo, que es muy denso.

Número Atómico

Un elemento se diferencia de otros por sus propiedades. Es una sustancia pura y homogénea (uniforme), con las mismas características en toda su masa. Su elemento más pequeño es el átomo. Los átomos de los elementos se diferencian entre sí por sus protones. El número de protones que tiene un elemento es el número atómico (Z).

Abundancia Relativa de los Elementos

En la corteza terrestre, predominan el oxígeno (O) y el silicio (Si). En los seres vivos, los elementos más abundantes son el oxígeno (O), el carbono (C), el hidrógeno (H), el nitrógeno (N), el calcio (Ca), el fósforo (P) y el azufre (S).

Isótopos

Un elemento queda caracterizado por sus protones. Dos núcleos de dos átomos de un mismo elemento pueden contener distinto número de neutrones. Si esto sucede, los dos átomos tienen masa distinta y se denominan isótopos. La mayoría de los elementos están constituidos por una mezcla de isótopos que se han descubierto experimentalmente.

Masa de los Átomos

Para medir la masa de un átomo, se necesita una unidad muy pequeña. Por eso, sus masas se comparan con la masa del átomo patrón (actualmente, el átomo de carbono 12). La unidad de masa atómica es la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12 (se representa con la letra u).

Masa Atómica Relativa de un Isótopo

Se denomina masa isotópica al cociente entre la masa de un átomo de un isótopo determinado y la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12.

Masa Atómica Relativa de un Elemento (Peso Atómico)

El peso atómico de un elemento es el cociente entre la masa promedio de un átomo del elemento y la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12.

Iones Positivos y Negativos

Un átomo puede ganar o perder electrones. Entonces, se convierte en un átomo del mismo elemento cargado eléctricamente (ión). Si pierde electrones, se convierte en un átomo cargado positivamente (catión). Si gana electrones, se convierte en un átomo cargado negativamente (anión). Para representarlo, se coloca arriba el signo (si es 1) y los iones ganados.

Moléculas de Elementos

Las moléculas están formadas por la unión de varios átomos mediante enlaces químicos. Si los átomos unidos para formar la molécula son de un mismo elemento, tenemos la molécula de un elemento. Las moléculas diatómicas están formadas por moléculas separadas unas de otras, cada una de las cuales contiene dos átomos de un mismo elemento.

Compuestos Moleculares

Si los átomos para formar la molécula son de elementos distintos, de la unión resulta la molécula de un compuesto químico llamado compuesto molecular. Pueden estar formados por pocas moléculas (compuestos inorgánicos), por más o por muchas (macromoléculas o polímeros).

Compuestos Iónicos

Compuestos formados por iones cargados positiva o negativamente que, al final, tienen una carga de conjunto neutra.

Fórmula Molecular

Se usa para saber el tipo y el número de átomos.

Fórmula Empírica

Indica la relación de los átomos de un compuesto.

Mol

Cantidad de sustancia de un sistema que tiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kg de carbono 12. El mol es la unidad de cantidad de sustancia del Sistema Internacional (SI). Su símbolo es n. Un mol contiene 6,022 x 10²³ partículas. Esto es el número de Avogadro, N_A o L. La masa en gramos de un mol de átomos de un elemento es igual a su peso atómico. La masa en gramos de un mol de moléculas de un elemento o compuesto es igual a su peso molecular. Un mol de átomos, moléculas, iones, etc., se denomina masa molar (M).