La Química es la ciencia que estudia la constitución, propiedades y transformaciones que sufre la materia.
En 1808, John Dalton sentó las bases de la Teoría atómica al postular que la materia estaba compuesta por unidades elementales que denominó átomos. Se basó en los siguientes postulados:
• Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales independientes, inalterables e indivisibles.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de propiedades. • Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades.
• Los compuestos se forman por la unión de los átomos de los correspondientes elementos en base a una relación de números enteros sencillos.
• En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente se redistribuyen para formar nuevos compuestos.
Más tarde el químico sueco Berzelius determinó las masas atómicas de algunos elementos.
DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
Hoy sabemos que la estructura interna de los átomos es la clave del comportamiento químico de los diferentes elementos. Para conocerla, los científicos utilizan la información que se puede sacar de la interacción de la materia con la energía.
Faraday, que estudió el paso de la corriente eléctrica a través de disoluciones de iones, proceso que denominamos electrolisis, y que diversos autores culminaron estudiando los efectos de la corriente eléctrica a través de gases a muy bajas presiones. Se comprobó que las sustancias se veían afectadas por la corriente. Esto quería decir que los átomos tenían
partículas sensibles a la corriente eléctrica.
Los átomos se comportan como si fuesen neutros eléctricamente, por lo que los átomos deben tener partículas más pequeñas cargadas eléctricamente de forma opuesta que se
neutralizaban entre sí.
En 1857 Geisser fabricó un tubo de vidrio en el que estaban incrustados dos electrodos metálicos, conectados a un generador de corriente de alto voltaje. Observó que al encerrar un gas en el tubo a baja presión, algo debía chocar en la pared opuesta al cátodo, ya que se producía cierta fluorescencia, mientras que el resto del tubo permanecía oscuro.
En 1875 Crookes mejoró el tubo, reduciendo la presión en su interior a casi el vacío y conectándolo a un voltaje elevado. En la pared opuesta al cátodo aparecía una tenue coloración verdosa provocada por el choque contra el vidrio de una radiación emitida por el cátodo que se denominó rayos catódicos. Estos rayos están formados por partículas negativas que se propagan en línea recta hacia el electrodo positivo y que tienen masa apreciable, pues si se coloca un molinillo en su camino se observa cómo se mueven las aspas, es decir son partículas con energía cinética. Además con un imán se puede desplazar el haz luminoso lo que demuestra la naturaleza eléctrica.
Además se demostró que estas partículas eran siempre idénticas, independientemente del material del que estuviese hecho el cátodo y del tipo de gas. Por ello se concretó que debían ser componentes básicos de cualquier átomo. Stoney los llamó átomos. Con Thomson en 1897 se pudo conocer la relación entre la carga y la masa de los electrones. En 1909 Millikan obtuvo experimentalmente el valor de su carga y pudo calcular su masa.
Como la materia es eléctricamente neutra, deben existir partículas con carga eléctrica con carga positiva que neutralicen los electrones de los átomos.
En 1886 Goldstein utilizó un tubo parecido al de Crookes, pero en el que había perforado el cátodo, realizando unos agujeros en él. Observó que al mismo tiempo que se producían los rayos catódicos existían otros que atravesaban los orificios del cátodo, produciendo
luminiscencia al chocar con las paredes del tubo. Son los rayos canales. Está constituido por partículas positivas, pues eran atraídas por el cátodo. Parecía extraño, pero se vio que, en estas partículas, la masa y la carga depende del gas.
Con estos datos, la explicación más aceptable para la constitución de los átomos era:
• Los electrones se desprenden independientemente del tipo de cátodo utilizado para el experimento, luego se hallan básicamente en toda la materia.
• Esos electrones, al ir hacia el ánodo, chocan con las partículas del gas, arrancando otros electrones del gas y dejándolas con carga positiva, con lo que son atraídos por el cátodo y por tanto su masa y carga depende de la del dicho gas.
Rutherford realizó en 1914 la misma experiencia utilizando hidrógeno, por ser el átomo más sencillo, con lo que las partículas positivas obtenidas debían ser las más pequeñas que pudieran existir. Comprobó que la carga es igual a los electrones, pero de distinto signo y que la masa era 1836 veces más pesada que los electrones. Los llamó protones. Dado que era posible obtener rayos canales y catódicos se forman con cualquier gas y con cualquier electrodo, se llegó a la conclusión de que los protones y los electrones eran componentes básicos del átomo.
PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS
EL ÁTOMO DE THOMSON
Lo propone en 1898, en el que suponía la existencia de una esfera de electricidad positiva (pues aún no se había descubierto los protones como partículas individuales), que incluye encajados tantos electrones como sean necesarios para neutralizarla. Es coherente con los experimentos de tubos de descarga visto antes, ya que encaja bien con la existencia de iones positivos formados al desprenderse los electrones por choques con otros libres.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
En 1911, a fin de obtener información acerca de la estructura de los átomos, propone un experimento consistente en bombardear con partículas α una lámina de oro de unos 5000 Å de grosor, que tiene una anchura de unos 2000 átomos, observando los choques de las partículas que la atravesaban sobre una pantalla situada detrás de ella.
Esperaba que las pesadas partículas α, con gran energía cinética, atravesarían la lámina con facilidad, ya que sus átomos tendrían la carga positiva uniformemente distribuida, según el modelo de Thomson, así que se provocarían pequeñas desviaciones de su trayectoria. Observó que eso era lo que le sucedía para la mayoría de dichas partículas, pero algunas se desviaban claramente e incluso algunas rebotaban en la lámina.
A partir de estos hechos llegó a las siguientes conclusiones:
• Supone que la materia está prácticamente “hueca”, pues la mayor parte de las partículas α la atraviesan sin desviarse.
• Deduce que las partículas α rebotan debido a las repulsiones electrostáticas que sufren al pasar cerca de las cargas positivas. Como esto es muy raro, es preciso que dichas cargas ocupen un espacio muy pequeño en el interior del átomo, el núcleo, que constituye la carga positiva y que contiene casi toda su masa.
• Postula la existencia de partículas neutras en el núcleo para evitar la inestabilidad por repulsión electroestática.
• Sugiere que los electrones deben moverse alrededor del núcleo, a fin de que su giro compense la fuerza electrostática de atracción entre cargas de signos contrarios, y así no precipitarse sobre él.
Este es el primer modelo consistente, pero tiene las siguientes limitaciones:
• En él se suponía que los electrones giran en órbitas alrededor del núcleo, sometidos a la atracción eléctrica de éste. Según la teoría electromagnética, eso implica que constantemente dichos electrones deben emitir energía en forma de ondas
electromagnéticas que obtendrían de su energía cinética. Tras un tiempo se agota esta energía y los electrones se caerían sobre el núcleo, cosa que no ocurre.
• No es capaz de explicar las bandas discontinuas de absorción o emisión de los espectros atómicos. Para Rutherford, la energía de los electrones puede tomar cualquier valor en el átomo.
Este modelo se denominó planetario. Fue de una gran importancia en su época y su gran avance en el estudio de la estructura atómica, pero se le desechó pronto: es energéticamente continuo e inestable.
NÚMEROS ATÓMICOS Y MÁSICOS
El nº atómico, Z, es el nº de protones que contiene el núcleo y es característico de cada elemento químico.
En 1932, Chadwick descubrió una tercera partícula subatómica sin carga, cuya masa era parecida a la del protón. Se encuentra en el núcleo junto a los protones y se le denominó neutrón.
Se llama número másico, A, a la suma del nº de protones, Z, y el nº de neutrones, N. Es decir:
N
Z
A=
+
El nº másico es un nº entero, que aproximadamente coincide con la masa del átomo expresa en u.m.a. El nº variable de neutrones justifica la existencia de los isótopos, que son átomos de un mismo elemento, pero con diferente masa. Tienen el mismo Z, pero distinito nº de
Para representar un átomo, se hace de la siguiente forma:
Q
A
Z
X
; siendo A el nº másico, Z el nº atómico y Q la carga.Explicar cómo calcular la masa de un elemento a partir de sus isótopos (suma ponderada) Ejemplo:
¿Cuantas partículas subatómicas tiene el isótopo 1123
Na
? ¿Y su ión monopositivo?Notación de un átomo
Q
A
Z
X
; por lo tanto:12
11
23
23
11
=
−
=
→
=
+
=
=
N
N
Z
A
Z
Como el átomo no está cargado, el nº de electrones es igual al de protones; Nº e- = 11
En el 1123Na+; el nº de protones y neutrones es el mismo que en el neutro. Al tener carga positiva, podría ocurrir 2 cosas: que gane un protón o que pierda 1 e-. Si ganara un protón, ya no sería Na, sino que sería Mg. Entonces lo que ocurre es que pierde un e-, es decir que ahora tiene 11 protones, 12 neutrones y 10 electrones.
INTERACCIÓN DE LA RADIACIÓN CON LA MATERIA
NATURALEZA ELECTROMAGNÉTICA DE LA LUZ
Actualmente está admitida una doble naturaleza de la luz: corpuscular y ondulatoria. La naturaleza corpuscular, propuesta por I. Newton, fue confirmada por Einstein al estudiar el efecto fotoeléctrico.
Por otro lado Huygens postuló en 1678, una naturaleza ondulatoria y Maxwell propuso considerar la luz como una onda de naturaleza no material, asociada a la oscilación de los campos eléctrico y magnético, y que se propaga en el vacío con una velocidad constante de aproximadamente 3·108 m/s, que se denomina por la letra c.
En un medio diferente al vacío, se propaga a otra velocidad distinta, siempre menor a la c. Una onda es la propagación de una perturbación vibracional en la cual se transmite energía, pero no materia.
Cuando una onda viene caracterizada por su velocidad de propagación, v; amplitud, A; periodo, T; longitud de onda, λ, y frecuencia, υ. Estas dos últimas magnitudes están relacionadas por la expresión:
λ
υ
= vEl conjunto de frecuencias o longitudes de onda de la radiación electromagnética se denomina espectro electromagnético, de la cual la luz visible ocupa tan solo una pequeña porción. Cada una de las radiaciones que componen el espectro contiene fotones de energía característica que es directamente proporcional a su frecuencia.
Ejemplo:
Una emisora de FM emite a 102,7 MHz. ¿Cuál es su longitud de onda? ¿A qué zona del espectro corresponde?
λ
υ
= v ;υ
λ
= c ;m
s
s
m
92
,
2
10
·
7
,
102
/
10
·
3
1 6 8=
=
−λ
Esta onda pertenece a la zona de ondas de radio. ESPECTROS ATÓMICOS
En 1860 Bunsen y Kirchhoff desarrollaron una técnica de análisis que actualmente se denomina espectroscopia atómica.
Consiste en vaporizar distintos elementos con una llama, observándose la aparición de luces con colores característicos. Si esta luz se hace pasar a través de un prisma de vidrio, veremos que se descompone en una serie de líneas discontinuas que constituyen el espectro atómico del elemento emisor de la luz. Las líneas que aparecen están relacionadas con la estructura del elemento.
Los espectros pueden ser de absorción o emisión. Los de absorción el elemento absorbe la radiación. En el caso de la emisión los átomos se vaporizan obteniéndose gran energía, que el átomo puede desprender emitiendo luz.
El espectro que más se ha estudiado es el H, porque es el más sencillo. En 1889 Rydberg dedujo una expresión que relacionaba la longitud de onda de cada línea de su espectro de emisión con dos nº enteros positivos. Posteriormente Bohr obtuvo dicha expresión de forma coherente al desarrollo de su modelo atómico.
NECESIDAD DE UN NUEVO MODELO ATÓMICO
ANTECEDENTES: HIPÓTESIS DE PLANCK
En 1900, Planck inició una nueva era en la Física y en la Química al descubrir que la materia absorbida y emitida la energía de forma discreta. Su hipótesis establece:
No puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino un múltiplo de pequeños “paquetes” o cuantos, de valor:
υ
·
h
E=
; donde h es la constante de Planck con un valor de h= 6,63·10-34 J·s. y υ es la frecuencia de la radiación.MODELO DE BOHR
En 1913 Bohr propone un modelo para el átomo de hidrógeno que conjuga el modelo clásico de Rutherford con las ideas cuánticas de Planck.
Supuso que a escala atómica se cumple la ley de Coulomb y las leyes de Newton, pero no la teoría electromagnética clásica, de forma que la emisión o absorción de energía por parte de los átomos se rige por la ecuación de Planck.
Propone que las órbitas electrónicas son circulares y establece tres postulados. Los dos primeros solventan los inconvenientes del modelo de Rutherford, y con el tercero introduce la hipótesis de Planck.
Postulados:
1. El átomo consta de un núcleo cargado positivamente, alrededor del cuál gira el electrón en orbitas estacionarias. El electrón no absorbe ni emite energía. 2. Las órbitas en las que se mueve el electrón están cuantizadas. Es decir, solo son
aceptables determinadas órbitas o estados energéticos para el electrón, relacionados con el denominado nº cuántico principal, n, nº que toma valores enteros. La energía correspondiente a cada órbita permanece siempre invariable. 3. Un electrón puede saltar de una órbita a otra. Para ello el electrón deberá
absorber energía o emitir una energía que cumpla la condición de Planck- Einstein:
υ
·
h
E=
∆
La aportación fundamental del modelo de Bohr a la descripción de la estructura atómica fue la introducción del concepto de niveles de energía:
El electrón puede adoptar en el átomo uno cualquiera de los niveles de energía que corresponde a los estados estacionarios.
Bohr dedujo que los niveles energéticos permitidos para el electrón en el átomo de hidrógeno vienen dados por la expresión:
2
n k
E =− ; en donde k vale 2,18·10-18 J y n es el nº cuántico principal. En el espectro de H podemos encontrar varias series de líneas espectrales. Cada línea corresponde a una transición electrónica entre dos niveles energéticos. Las transiciones al nivel fundamental (n=1) constituyen la serie de Lyman. Si el nivel fundamental es (n=2) forman la serie de Balmer. Si es el (n=3) es la serie de Parchen.
AMPLIACIÓN DEL MODELO DE BOHR
Para justificar diversas anomalías del espectro del H, inexplicables para el modelo de Bohr, Sommerfeld sugirió que las órbitas electrónicas podían ser elípticas.
Esta idea requiere el uso de dos números cuánticos adicionales, por lo que, ahora, el estado del electrón depende de tres números cuánticos: n, l, m, cuyo significado estudiaremos más adelante.
NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS
En 1926 Schröendinger resolvió una ecuación de ondas para describir el comportamiento de los electrones y en donde sale los valores de los tres nº cuánticos vistos hasta ahora. Además existe un cuarto nº cuántico, el de espín, que no se deduce de la ecuación de ondas.
El significado de los nos cuánticos:
• Número cuántico principal (n): Indica el nivel de energía o capa electrónica. Los valores que pueden tomar son n=1,2,3...
• Número cuántico secundario (l): Expresa los distintos subniveles energéticos que pueden existir para un nivel dado. Cada subnivel corresponde a un tipo de orbital atómico, dado por los valores de l, que pueden ser l =0,1,...,(n−1). El valor de l=0, corresponde a un orbital s, l=1, p; l=2, d; l=3, f.
• Número cuántico magnético (m): Indica las posibles orientaciones que pueden tomar un orbital dado. Sus valores permitidos son m=−l,−l+1,...,0,...,l−1,l.
• Número cuántico magnético de espín (ms): Nos indica el giro del electrón sobre si
mismo. ms= -1/2,+1/2.
ENERGÍA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS
Los orbitales se disponen de la siguiente manera en el átomo de H, de menor a mayor energía: ... 4 4 4 4 3 3 3 2 2 1s< s= p< s= p= d < s= p= d = f <
El contenido energético depende únicamente del valor del nº cuántico principal, n. Sin embargo, para los demás átomos, la energía depende de los valores de n y l. Este aspecto queda recogido en la regla de Möller:
• La energía de un orbital es tanto menor cuanto más baja sea la suma de los valores de n y l (n+l).
• En caso de igualdad para la suma n+l, tiene menor energía el orbital con menor valor de n.
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Una configuración es la distribución de los electrones en los orbitales. El orden de llenado sigue un principio que establece que la máxima estabilidad de cualquier sistema se alcanza cuando su contenido energético es mínimo.
Si cumplimos este principio tenemos la configuración del estado fundamental. Pero un átomo puede promocionar electrones a niveles energéticos superiores si absorbe la correspondiente energía. En este caso, hablaríamos de configuraciones electrónicas de estados excitados. Para obtener la configuración electrónica de un átomo, es necesario tener en cuenta las siguientes reglas:
1. Principio de construcción progresiva o de Aufbau, que dice que la configuración de un elemento se obtiene a partir de la del elemento anterior añadiendo un e-, llamado electrón diferenciador. Este ocupará el orbital de más baja energía con capacidad para albergarlo.
2. Principio de exclusión de Pauli que establece que cada orbital puede tener un máximo de 2 e-, que han de tener espines contrarios (electrones apareados).
3. Principio de Hund que dice que en un subnivel existen varios orbitales disponibles, los electrones tienden a ocupar el máximo número de ellos, con espines paralelos.