1. Clasificación de la Materia

En la naturaleza, existen muchos tipos de sustancias con propiedades características que se transforman en otras. Distinguimos principalmente dos tipos de transformaciones:

1. Proceso Físico: Aquel en el que no cambia la naturaleza de la sustancia.
2. Proceso Químico: Aquellos que cambian la naturaleza de la sustancia.

Para clasificar las distintas sustancias, estudiamos la composición de las mismas y distinguimos:

1. Sustancias Puras: Son las sustancias que no se descomponen mediante procesos físicos.
   1. Elementos: No se descomponen en sustancias más pequeñas mediante procesos químicos.
   2. Compuestos: Se descomponen en sustancias más simples mediante procesos químicos.
2. Mezclas: Sustancia compuesta por dos o más sustancias que no reaccionan entre sí y que, por tanto, podemos descomponerlas en sustancias más simples.
   1. Homogéneas: No se distinguen los componentes.
   2. Heterogéneas: Sí se distinguen los componentes.

Llamamos propiedades físicas a aquellas que presentan las sustancias sin cambiar su composición. Las propiedades químicas son aquellas que presenta la materia cuando cambia su composición.

2. Leyes Clásicas de las Reacciones Químicas

Una reacción química es una transformación de unas sustancias llamadas reactivos en otras llamadas productos, diferentes de las primeras.

• Ley de Lavoisier – Conservación de la Masa: En una reacción química, la masa de los reactivos es igual a la masa total del producto.
• Ley de Proust – Proporciones Definidas: Cuando dos elementos se unen y dan un compuesto, la relación de masas es siempre constante.
• Ley de Dalton – Proporciones Múltiples: Cuando dos o más elementos se unen para dar más de un compuesto, se cumple que la masa fija de uno de los elementos guarda entre sí una relación de números enteros sencillos.

3. Teoría Atómica de Dalton

El comportamiento de la materia según las leyes ponderales necesitaba un modelo teórico que le diera explicación y predijera otros fenómenos semejantes. Este modelo fue la primera teoría atómica de la materia, elaborada por Dalton en 1803 y publicada en 1808. Las suposiciones originales de Dalton eran:

1. Los elementos estaban constituidos por átomos que son partículas materiales separadas e indestructibles.
2. Los átomos del mismo elemento son iguales en masa y características.
3. Los átomos de diferentes elementos tienen masa y propiedades diferentes.

4. Principio de Avogadro

El químico francés Louis Joseph Gay-Lussac estudió los volúmenes en que se combinan los gases que intervienen en una reacción y enunció la ley de Gay-Lussac: los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidas en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan una relación de números enteros sencillos.

Para justificar estas relaciones volumétricas sencillas en las reacciones entre gases, el químico italiano Amadeo Avogadro propuso una hipótesis hoy llamada principio de Avogadro: volúmenes iguales de gases diferentes medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de partículas. Este principio supone que partículas de algunos gases no son átomos, sino moléculas.

5. Estado de los Gases. Leyes de los Gases Ideales

Del estudio de los gases se obtuvo que todos los gases presentan unas propiedades comunes cuando se combinan su presión y su temperatura. De este estudio surgen las primeras leyes de los gases, llamadas leyes de los gases ideales:

• Ley de Boyle-Mariotte: Si mantenemos la temperatura constante, el producto de la presión por el volumen es una constante.
• Ley de Charles-Gay-Lussac: Si mantenemos la presión constante, el volumen entre la temperatura es una constante.
• Ley Completa de los Gases: Para una cantidad determinada de gas, el producto del volumen por la presión entre la temperatura es una constante.

6. Masa Atómica y Molecular. Concepto de Mol

Para estudiar la masa de cada uno de los átomos o elementos, necesitamos una unidad que esté en concordancia con su tamaño. Se cogió como patrón el UMA (Unidad de Masa Atómica) que se define como la doceava parte de un átomo de carbono 12.

1 UMA = 1,6066 x 10^-24 g => 1 g = 6,022 x 10²³ UMA

Llamamos masa atómica relativa (Ar) a la masa de un átomo de ese elemento comparada con la masa de la doceava parte de la masa de carbono 12.

Llamamos masa molecular relativa (Mr) a la masa media de una molécula de dicho compuesto expresado en UMA. Para calcularla, sumamos la Ar de los átomos que la componen.

Teniendo en cuenta que átomos y moléculas son unidades muy pequeñas, definimos mol como la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partículas como átomos hay en 12 g de carbono 12. Como en 12 g de C-12 hay el número de Avogadro, decimos que un mol será 6,022 x 10²³ partículas.

Ecuación de Estado de los Gases Ideales: Teniendo en cuenta las leyes anteriores y la de Avogadro, podemos obtener la ecuación de estado de los gases ideales que dice que el volumen que ocupa el gas es proporcional al número de moles y la temperatura absoluta a la que se encuentra e inversamente proporcional a la presión a la que está sometido.

Mezcla de los Gases. Presión Parcial: En cada mezcla de los gases, la presión parcial de un gas es la que ejercería si ocupase, aisladamente, el volumen total de la mezcla a la misma temperatura.

P_x x V = n_xRT

La presión total es igual a la suma de todas las presiones parciales de todos los gases que lo forman.

7. Disoluciones

Una disolución es una mezcla homogénea a nivel molecular de dos o más sustancias. Cuando uno de los componentes es agua, decimos que la disolución es acuosa. En general, al componente más abundante de una disolución le llamamos disolvente y a los otros soluto.

• Molaridad (M): moles soluto / 1 L disolución
• Molalidad (m): moles soluto / 1 Kg de disolvente
• Fracción Molar (X):
  • X_s = moles soluto / (moles soluto + moles disolvente)
  • X_d = moles disolvente / (moles soluto + moles disolvente)

Propiedades Coligativas: Existen propiedades que no dependen de la naturaleza del soluto ni del disolvente, sino que dependen de las concentraciones de las mismas. Estas propiedades se denominan propiedades coligativas y son:

• Presión de Vapor: Cuando metemos un líquido en un recipiente y lo tapamos, se produce evaporación, pero a la vez que se produce vapor, este se va condensando. Llegado un punto en el que la velocidad de evaporación será igual a la de condensación, entonces la cantidad de líquido y de vapor será constante. La presión que ejerce el vapor sobre el líquido es lo que llamamos presión de vapor. Cada disolvente tiene una presión de vapor distinta, ya que en una disolución parte de las moléculas del soluto se depositan en la superficie.

P = X_d · P⁰

• Puntos de Ebullición y de Congelación: La temperatura de ebullición de una disolución es mayor a la del disolvente y aumenta cuando aumenta la concentración; y la temperatura de fusión de una disolución es menor que la del disolvente cuando aumenta la disolución.

ΔTe = Ke · m

ΔTc = -Kc · m

8. Estructura del Átomo

La teoría de Dalton decía que el átomo era indivisible, pero estudios realizados con posterioridad demostraron que había una relación entre la materia y las cargas eléctricas. El estudio de la radiactividad natural sugería que las partículas o rayos alfa, beta y gamma provenían del interior de la materia, esto demostró que los átomos no eran indivisibles.

Experiencia del Tubo de Descargas. Rayos Catódicos

La primera experiencia que se hizo para estudiar la electricidad dentro de la materia consistía en un experimento que era un tubo cerrado con un gas a muy baja presión y dos placas metálicas conectadas a una pila, de modo que una sería el ánodo y otra el cátodo. Cuando lo activamos, se ve una luminiscencia en la parte del ánodo. Para explicar esa luz, se hizo la hipótesis de que había un chorro de partículas con carga negativa que provenían del cátodo y salían despedidos en línea recta. Estas partículas tenían una gran energía cinética. La mayoría de partículas llegaban al ánodo, las que chocaban con el fondo del tubo eran las que producían luz. Para comprobar la carga de estos rayos, colocaron otras dos placas, en este caso los rayos se desviaban hacia la placa positiva. De este modo se dio a conocer la proporción entre la masa y la carga. Thomson dio esta relación:

Q/M = -1,76 · 10¹¹ C/Kg

El Protón, Modelo Atómico de Rutherford

Años después, Goldstein descubre otro tipo de radiación de carga positiva. Para ello, perforó el cátodo. Al realizar el experimento de rayos catódicos, descubrió que había otro tipo de rayos que iban en distinta dirección a los catódicos por las zonas de las perforaciones, llamados rayos canales. Goldstein, para explicar esto, dice que los rayos catódicos chocan con partículas arrancándoles electrones, y estas se mueven hacia el cátodo atraídos.

9. Orígenes de la Teoría Cuántica

A mediados del siglo XIX, el físico Maxwell elaboró una teoría sobre la luz que explicaba todo esto, la teoría clásica de electromagnetismo. Sin embargo, a principios del siglo XX, los resultados obligaron a formar nuevas leyes. Según la teoría elaborada por Maxwell, la luz es una onda electromagnética con las características que se describen a continuación:

• Amplitud: Desplazamiento de un punto respecto a la del equilibrio.
• Longitud de Onda (λ): Distancia entre dos puntos análogos consecutivos.
• Frecuencia (f): Número de vibraciones por unidad de tiempo, Hz.
• Periodo (T): Tiempo invertido en una vibración.
• Velocidad (v): Velocidad con la que se propaga la onda.

Periodo y tiempo son inversos: T = 1/λ λ = 1/T

La velocidad es igual al producto de la longitud y la frecuencia: v = λ x f

Una onda electromagnética no necesita medio material para desplazarse. Su velocidad es la de la luz, c = 3 · 10⁸ m/s

λ = c/f f = c/λ

Efecto Fotoeléctrico

En 1887, el físico Hertz descubrió que al incidir una radiación electromagnética sobre una superficie metálica, esta desprendía electrones. Esto lo llamó efecto fotoeléctrico. En 1905, el físico A. Einstein explicó este efecto a partir de la teoría cuántica. Para ello, consideró que la radiación electromagnética está formada por cuantos de energía que llamó fotones. Cuando un fotón de frecuencia f y energía h · f, incide sobre una superficie metálica, cede su energía a un electrón. Este electrón usa esa energía para escapar del metal y el resto para alejarse.

E = Wb + Ec

E = h · f

Limitaciones del Modelo de Rutherford

Aunque el átomo de Rutherford explicaba los resultados de su experiencia y fue un avance sobre el conocimiento del átomo, presenta algunas limitaciones:

1. El electrón, cargado de energía, iría perdiéndola por estar en movimiento, esto haría que se fuera acercando al núcleo hasta chocar con él, esto haría una órbita en espiral hacia el núcleo.
2. El electrón, al describir esta órbita, iría perdiendo energía en forma de radiación electromagnética, ya que pasaría por todas las órbitas posibles.

Modelo Atómico de Bohr

Este físico estudió el espectro del átomo de hidrógeno y se dio cuenta de que no podía interpretarlo con la teoría clásica, por lo que usó la teoría cuántica para explicarlo. En 1913, presentó un nuevo modelo que se basaba en los siguientes postulados:

1. El electrón se mueve sin emitir ni absorber radiación. Las órbitas donde esto pasa los llamamos niveles estacionarios. Se caracteriza por L = m · r · v. Este valor del momento angular es proporcional a la constante de Planck. Ln = n · h / 2π
2. El electrón cambia de órbita cediendo o absorbiendo radiación, concretamente un fotón de frecuencia que depende de los niveles de energía. ΔE = E4 – E1 = h · f f = ΔE / h. En el átomo de Bohr, n es el nivel de electrón.

Limitaciones del Modelo de Bohr

Aunque el modelo de Bohr se creó para evitar las limitaciones del modelo de Rutherford, este también tenía algunos fenómenos que no podía explicar:

1. Cuando los espectrógrafos aumentaron en resolución, se observó que algunas líneas eran en realidad 2 o más.
2. Al someter un elemento a un campo magnético, el número de líneas aumenta.

Ante la necesidad de un nuevo modelo atómico, los científicos Heisenberg y Schrödinger se basaron en dos teorías para formar el modelo. Esas dos teorías fueron:

1. Dualidad Onda-Corpúsculo (De Broglie): De Broglie propuso que toda partícula tiene una onda al moverse y, por tanto, tienen propiedades ondulatorias. El valor de esta onda es λ = h / mv. Esta propiedad solo puede darse con partículas subatómicas.
2. Principio de Incertidumbre (Heisenberg): Heisenberg establece que existe un límite en la precisión con la que se pueden determinar la posición y la velocidad de una partícula. Los valores de las indeterminaciones correspondientes cumplen: Δx · Δp = h / 2π

Modelo Mecano-Cuántico del Átomo

Teniendo en cuenta estas dos teorías que dicen que el átomo tiene que tener en cuenta el carácter ondulatorio de los electrones y la imposibilidad de predecir la trayectoria exacta de los mismos, se cambia la definición de órbita por el de orbital, que serán superficies imaginarias donde hay más posibilidades de encontrar al electrón. Cuando se deduce la ecuación de ondas de Schrödinger, se obtiene una serie de constantes que se denominan números cuánticos:

1. Número Cuántico Principal (n): El número nos da el nivel de energía, toma valores naturales.
2. Número Cuántico Secundario o de Momento Angular (l): Este número nos da la forma del orbital, l depende de n tal que l = 0, n = 1. l = 0 => s, l = 1 => p, l = 2 => d, l = 4 => f
3. Número Cuántico Magnético (m): Este número cuántico nos dice la orientación del orbital en el espacio. Este número depende de l. l = 0 => m = -1, m = 0, m = 1
4. Número Cuántico Magnético de Espín (s): Nos determina la propiedad de los electrones que se determina espín y que consiste en alinearse de forma paralela o antiparalela a un campo magnético exterior. s = +1/2

Configuración Electrónica

Es ordenar los electrones de un átomo y distinguirlos en sus distintos niveles y orbitales. Para saber ordenarlos, debemos tener en cuenta las siguientes reglas:

1. Principio de la Mínima Energía: Los electrones llenan los orbitales según sus energías empezando siempre por la misma.
2. Regla de Hund: El orden creciente de la energía viene dado por n + l, si el valor es el mismo tendrá menor energía el de menor n.
3. Principio de Exclusión de Pauli: Los electrones ocuparán antes los orbitales vacíos que los semillenos siempre que estos tengan la misma energía. Dos electrones que ocupen el mismo orbital tendrán distinto espín.

s = 1, p = 6, d = 10, f = 14

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d

10. Clasificación de los Elementos

A principios del siglo XX, Moseley solucionó el problema de la clasificación de la materia ordenándola de forma creciente a su número atómico. De esta manera, la forma definitiva de la tabla periódica se basa en la ley periódica que dice: «Cuando los elementos se colocan en orden creciente a su número atómico, las propiedades físicas y químicas se repiten de forma periódica». Esto se basa en la estructura de la tabla periódica que presenta las siguientes características:

1. Los elementos se distribuyen en filas (periodos) y columnas (grupos).
2. Los elementos del mismo periodo tienen los mismos niveles electrónicos.
3. Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma estructura electrónica en su nivel más externo.
4. Todos los elementos de un grupo tienen propiedades químicas semejantes.