2013

QUÍMICA MENCIÓN

QM-01

ÁT O M O S Y PA R T Í C U LA S

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INTRODUCCIÓN La Química es una ciencia activa y en continuo crecimiento. Tiene una importancia fundamental para nuestro mundo, y auque sus orígenes son muy antiguos, se le considera una ciencia moderna. El descubrimiento del fuego, el uso de los metales, los fenómenos climáticos y los cambios de estaciones fueron los primeros motivos de cuestionamiento respecto del entorno y la naturaleza. Debieron pasar milenios para encasillar a la Química como ciencia exacta, capaz de descifrar con certeza el origen de la materia, su composición y los cambios que ella experimenta. En esta era, todas las ciencias han utilizado variantes de lo que se denomina el método científico con el propósito de observar, ordenar, cuantificar, analizar y deducir de manera lógica un fenómeno observable y de este modo buscar respuestas del cómo o cuando sucede o volverá a suceder. El desarrollo de la ciencia ha sido irregular y algunas veces ilógico. Los grandes descubrimientos muchas veces fueron producto de las contribuciones y experiencia de otros científicos. Incluso muchas veces el factor “suerte” ha sido gatillante en la aclaración de un fenómeno y la predicción del mismo. En cualquier tipo de investigación los datos obtenidos producto de la observación de un fenómeno físico, químico o biológico deben ser cualitativos y cuantitativos, vale decir, deben ser medibles y reproducibles. En general, los científicos, utilizan símbolos estandarizados y ecuaciones para anotar sus mediciones. Esta forma de representación no sólo simplifica el proceso de llevar los registros, sino que también forma la base para la comunicación con otros científicos. En este capítulo el estudio de la química comenzará desde un nivel microscópico, considerando las primeras ideas atómicas planteadas hasta encontrarnos con el concepto más fundamental y transversal de todas las ciencias exactas: La materia. En capítulos posteriores ordenaremos y cuantificaremos la materia, considerando sus estados de agregación, la masa contenida y finalmente analizaremos la reactividad y los conceptos asociados a la transferencia de energía y materia con el entorno.

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LA QUÍMICA EN GRECIA En el siglo V a.C, el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles a las que llamó átomos. A pesar de que no fue aceptada por sus pares contemporáneos, se mantuvo y se enseñó en las escuelas filosóficas de la Grecia. Las ideas elementales planteadas por Aristóteles y Platón respecto del mismo tema, fueron más populares y trascendieron por siglos. Fue recién en 1808 que el profesor John Dalton reflotó las ideas de Demócrito y planteó la Teoría Atómica para explicar el origen de la materia. Entre tanto, surgieron otras importantes interpretaciones para explicar la materia. Se destacan la Alquimia, La teoría del flogisto, la Iatroquímica y el desarrollo de la Química asociada a la medicina. Aquí un compendio cronológico resumido:

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LA TEORÍA DE DALTON John Dalton en 1808 repostuló la teoría atómica adaptándola y

ampliándola hasta ser capaz de explicar la materia, su entorno, los

distintos tipos de sustancias y las reacciones químicas. Para ello enunció

los siguientes postulados:

La idea atómica del Dalton era más precisa y clara que la de Demócrito. A pesar de ello Dalton no

intentó describir la estructura o composición de los átomos, pues los consideraba la partícula más

pequeña. Sin embargo, a pesar de lo asertivo que fue Dalton, surgieron interrogantes que hicieron

pensar que la estructura atómica no podía ser tan sencilla como se suponía. Las descargas

eléctricas que generaban algunos gases a baja presión (conductividad eléctrica en el vacío), el

fenómeno asombroso de la Radiactividad y las emisiones de energía, los espectros de emisión

atómicos y las reacciones de descomposición electrolítica de algunas sales pusieron en tela de

juicio la teoría de Dalton y la composición del átomo. La mancomunada sucesión de hechos

científicos y el enorme trabajo realizado en un período relativamente corto de tiempo, permitieron

comprender entre otras cosas, que la naturaleza íntima de la materia es eléctrica, que el átomo

contiene partículas más pequeñas aún, que la carga eléctrica puede transferirse y que la física

Newtoniana no contenía ecuaciones capaces de predecir el comportamiento de las partículas

componentes del átomo.

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DESCUBRIMIENTO DE LOS ELECTRONES

En 1879 Sir Williams Crookes llevó a cabo un experimento totalmente innovador y sorprendente.

Intentó generar descargas eléctricas en gases (a baja presión). En ese tiempo ya se sabía que

sólidos y líquidos podían conducir la corriente eléctrica, sin embargo, poco o nada se conocía de

los gases.

Croockes observó que en los tubos en que se había generado vacío se generaban descargas

eléctricas al aplicarse altos voltajes sobre discos metálicos (electrodos) si éste contenía un gas en

su interior.

La intensidad de la luminosidad y su color dependían de la descarga eléctrica y la naturaleza del

gas dentro del tubo. Dedujo que los gases también podían conducir la corriente eléctrica y lo más

sorprendente aún, que era posible establecer corriente a baja presión. Estas deducciones se

repitieron a la par en varios laboratorios, pero en ninguno se intentó descifrar la naturaleza de

esta corriente eléctrica. Los rayos observados por Croockes ocurrían siempre a alto voltaje y

viajaban en línea recta (aparentemente a la velocidad de la luz) desde un electrodo a otro. Sin

saberlo Croockes esta frente a una haz de electrones acelerados.

El experimento muestra la proyección de la sombra detrás del ánodo. El haz de luz corresponde a los rayos

catódicos, los cuales son desviados por un imán (campo magnético).

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De sus observaciones Crookes determinó, respecto de los rayos que:

Años más tarde el científico inglés, Joseph John Thomson, estudió la naturaleza eléctrica de

estos rayos, haciéndolos pasar a través de un campo eléctrico. Observó que el haz era atraído por

la placa positiva. Para explicar este fenómeno dedujo que los rayos catódicos estaban formados

por pequeñas partículas con carga eléctrica negativa: LOS ELECTRONES.

El reconocimiento de este hallazgo no se hizo esperar. Thomson fue reconocido por sus aciertos

en este campo y la historia lo recuerda como el científico que descubrió los electrones. A pesar de

este innegable aporte, Thomson no pudo calcular la masa de estas partículas, aun cuando dedujo

matemáticamente una relación entre la carga eléctrica y la masa de ellas.

Relación carga/masa del electrón e/m = - 1,76·108 C/g

Quedaba aún cuantificar a los electrones y en conjunto establecer un modelo para el átomo. Se

aceptaba en la comunidad científica que el átomo existía como constituyente de la materia. Más

aún, también estaba clara la existencia de los electrones dentro del átomo. El paso próximo fue

descubrir nuevas partículas constituyentes y la arquitectura correcta del átomo.

J. J. Thomson en el laboratorio de Física de la Universidad de Cambridge.

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LAMASA Y CARGA DEL ELECTRÓN

EXPERIMENTO DE LA GOTA DE ACEITE

Entre 1908 y 1917 Robert Millikan realizó una

serie de experimentos con el propósito de

medir la carga unitaria del electrón. En su

trabajo Millikan, analizó el movimiento de

minúsculas gotas de aceite que cargadas

eléctricamente con los iones del aire.

Suspendía en el aire las gotas cargadas con

ayuda de un campo eléctrico y sus

movimientos fueron monitoreados con un

microscopio. Con este procedimiento Millikan

encontró que la carga de un electrón es de -

1,6022·10-19 Coulomb.

Con este dato pudo establecer su masa, de la siguiente

forma:

CARGAMASA=

CARGA/MASA

-19

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-1,6022·10 CMASA=

-1,76·10 C/g= 9,10·10-28 g

Los aportes de Millikan permitieron establecer con precisión única la carga eléctrica y la masa del

electrón. Sin embargo queda inconcluso el tema de la naturaleza eléctrica del átomo. Si éste sólo

contenía electrones, ¿cómo se explicaba la electroneutralidad de la materia?, según algunos

científicos debía existir una partícula con carga eléctrica contraria a los electrones y de masa

similar (concepto errado).

Equipo utilizado para

determinar la carga de una gota de aceite.

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DESCUBRIMIENTO DE PROTONES Y NEUTRONES

En 1886 Eugen Goldstein, utilizando un cátodo perforado, descubrió un haz visible que se

desplazaba de polo positivo a negativo: LOS RAYOS CANALES.

En sus experimentos con

tubos de descarga eléctrica

(con cátodos perforados),

Goldstein descubrió que

además del haz de

electrones, se producía una

radiación de partículas

positivas en dirección

opuesta, (atravesaban el

cátodo).

Investigando la desviación de las partículas positivas con un campo magnético, encontró que la

masa de ellas no era constante, vale decir, diferentes gases generaban partículas positivas de

masa distinta (rayos canales). Así, aquellas partículas más livianas de los rayos canales

correspondían al elemento de masa menor, el hidrógeno. Otro dato muy importante es que la

carga de los rayos canales era exactamente la misma, en valor absoluto, que la de los rayos

catódicos, a pesar de la enorme diferencia de sus masas. En efecto la masa del protón es casi

unas 1840 veces mayor que la del electrón.

En la imagen se observa el cátodo perforado antes de encender el tubo (lado izquierdo)

y luego de encenderlo (lado derecho).

A mediados de 1920, un científico inglés de nombre Ernest Rutherford observó que la suma de

las masas de los electrones y protones en un átomo era bastante menor a su masa total,

casi la mitad del valor observado. Intentando aclarar los resultados obtenidos postuló lo

siguiente:

Existe aparentemente una nueva partícula subatómica, el NEUTRÓN

Esta partícula posee carga eléctrica cero (es neutra) puesto que no fue detectada en los

experimentos con tubos de descarga.

Posee una masa similar a la del protón y se encuentra situada en el núcleo del átomo.

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Posteriormente en 1932 James

Chadwick, notable físico inglés,

detectó esta partícula subatómica en

estudios con reacciones nucleares.

Bombardeó láminas de berilio con

partículas alfa produciendo la

transmutación en Carbono y pudo

detectar la emisión de neutrones.

Las características observadas coincidieron con las

mencionadas por Rutherford, así que el nombre de neutrón

se mantuvo.

CUADRO RESUMEN

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Diversos modelos atómicos han intentado explicar fenómenos asociados que distan mucho de la

lógica original respecto al comportamiento del átomo. Una de las encrucijadas más discutidas fue

la forma en que protones y neutrones se mantienen estables dentro de un espacio tan diminuto, a

pesar de lo enorme de sus masas. Múltiples investigaciones han demostrado que en la naturaleza

existen 4 tipos de interacciones fundamentales:

1. Interacción nuclear débil. 2. Interacción nuclear fuerte.

3. Interacción electromagnética. 4. Interacción gravitacional.

Interacción nuclear débil: Es una interacción de corto alcance (10-18m), más débil que la

interacción electrostática. Es una interacción atractiva.

Interacción nuclear fuerte: Esta interacción mantiene unidos a los quarks, y por lo tanto a

protones y neutrones. Es más fuerte que la interacción

electrostática, y su interacción de corto alcance (10-15m).

Interacción electromagnética: Es una interacción que actúa entre partículas con carga

eléctrica, es más fuerte que la gravedad y posee un alcance

infinito. Su interacción puede ser atractiva o repulsiva.

Describe casi todos los fenómenos cotidianos.

Interacción gravitacional: Es una interacción de alcance infinito, que afecta a todas las

partículas. Es una interacción atractiva.

MODELOS ATÓMICOS

MODELOS ATÓMICOS

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MODELO DE THOMSON, Budín de Pasas Antes de que Joseph John Thomson descubriera los electrones, el átomo

se consideraba neutro e indivisible. A partir del descubrimiento de estas

partículas cargadas se hizo necesario replantear la naturaleza del átomo

siendo Thomson el primer científico en plantearlo.

Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la materia,

Thomson ideó un modelo atómico sencillo, de fácil interpretación pero

carente de sustento físico. El modelo denominado “budín de pasas”,

permitía comprender la electroneutralidad de la materia, pues los

electrones se encontraban inmersos y quietos en un espacio mínimo

cargado positivamente. La comunidad científica al poco tiempo desechó

el modelo, pues físicamente era insostenible (fue imposible justificar los

enlaces entre átomos ni menos explicaba el comportamiento de las

sustancias cargadas).

MODELO DE RUTHERFORD, Planetario

Ernest Rutherford (alumno de Thomson) ideó un

modelo atómico más sensato, valiéndose de un

experimento muy simple y de gran precisión.

Sobre láminas muy delgadas de diversos metales hizo incidir un haz de partículas

(alfa) de masa apreciable y carga positiva. El

experimento buscaba demostrar que el átomo

se componía de un cúmulo de partículas

positivas (protones) confinadas en un espacio

mínimo (menos del 1% del volumen total del

átomo), todo el resto del espacio era vacío y en

él se movían los electrones.

Rutherford en el laboratorio de Cambridge

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EXPERIMENTO DE RUTHERFORD:

Observaciones hechas antes del experimento:

1. Si el átomo se componía de un núcleo positivo extremadamente diminuto, la probabilidad de que el haz de partículas (positivas) colisionara con él era baja.

2. Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea compacta las partículas

colisionarían y no podrían atravesar la lámina.

3. Se ubicó una pantalla de sulfuro de cinc detrás de la lámina usada como blanco, con el fin de comprobar si efectivamente las partículas lograban atravesarla.

4. Las partículas alfa fueron emitidas por un material radiactivo (uranio) dispuesto en un

blindaje de plomo.

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Resultados:

Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de cada 100.000 partículas no consiguió atravesar la lámina.

El resto prácticamente no se desvió. Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluye que:

Por su semejanza con el sistema solar el modelo atómico de Rutherford se denominó "modelo

planetario del átomo"

ERRORES EN EL MODELO PLANETARIO DE RUTHERFORD

El modelo no aclaraba la atracción entre el núcleo y

los electrones girando a su alrededor.

Según los físicos de la época la atracción núcleo –

electrón, aceleraría a este último y lo haría caer

inapelablemente al núcleo.

Con los resultados obtenidos en el experimento con la

lámina de oro, Rutherford pudo despejar sus dudas

respecto a la ubicación de las partículas atómicas, sin

embargo, el movimiento de los electrones y sus

propiedades no fueron aclarados con este modelo.

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MODELO DE BOHR, de Estado Estacionario Cuando Niels Bohr propuso su modelo atómico, predominaban

dos concepciones que dividían a la física. Por un lado, la

mecánica clásica concebía al universo como una unión entre

materia y radiación y sobre el cual calzaban perfectamente los

postulados y fórmulas de Newton.

La física de Maxwell en cambio, con su teoría electromagnética,

intentaba explicar por ejemplo, que la luz era simplemente una

radiación ondulatoria de campos eléctricos y magnéticos.

Esta nueva física planteaba que el mundo atómico sólo podía

explicarse mediante postulados nuevos, ya que la física clásica

contradecía su teoría con los resultados obtenidos.

Según las teorías clásicas respecto al electromagnetismo, la

energía de una onda sólo dependía de su amplitud. Sin

embargo, aplicada la teoría a un cuerpo, a cierta temperatura, los resultados no eran

concordantes.

En 1900 Max Planck explicó el fenómeno y con ello se inició “la física cuántica”. Según ésta, un

cuerpo absorbe o emite energía en forma discontinua, vale decir, en paquetes de energía o

cantidades definidas que denominó “cuantos”. Duramente criticada en su época, hoy se asume

con propiedad la veracidad de esta teoría.

Es en este escenario, donde Niels Bohr planteó su modelo atómico (hidrogenoide) argumentando lo

siguiente:

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La transición mediante la cual un electrón gana o pierde energía se conoce como salto energético

o salto cuántico. La teoría de Planck le permitió a Bohr explicar el por qué algunos átomos emiten

luz de color visible o radiaciones electromagnéticas específicas.

ERRORES EN EL MODELO ESTACIONARIO DE BOHR

El modelo sólo logró explicar de manera

satisfactoria los átomos hidrogenoides, para

aquellos con más de un electrón sólo pudo

predecir el número máximo por nivel (2n2).

El modelo planteaba que la órbita de los

electrones era circular (radio fijo). Con esta

presunción fue imposible comprender los distintos

estados energéticos de los electrones.

El modelo atómico de Bohr fue el último intento

de modelar el átomo usando física clásica, y su

logro parcial se debió a que introdujo algunos

conceptos propios de la física cuántica.

DISPOSICIÓN DE LOS ELECTRONES SEGÚN BOHR

Se sabe que existe un número máximo de electrones por nivel (2n2), así que por tanto, cada

nivel energético alberga un número único de electrones como máximo (principio válido hasta

el cuarto nivel energético).

Así entonces, para los distintos niveles de energía (n), el número máximo de electrones debe ser:

n = 1 2 · 12 = 2

n = 2 2 · 22 = 8

n = 3 2 · 32 = 18

n = 4 2 · 42 = 32

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MODELO DE SCHRÖDINGER, Mecánico-Cuántico

1. Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Heisenberg complicó aún más los postulados clásicos

estableciendo uno de los dogmas más intrigantes de la

física. Se dio cuenta de que para una partícula analizada

bajo la perspectiva cuántica, el simple hecho de medir 2 de

sus propiedades al mismo tiempo conlleva a errores e

imprecisiones.

Según el principio, ciertas parejas de variables físicas como

la posición y la cantidad de movimiento de una partícula no

pueden calcularse simultáneamente con un 100% de

exactitud, los resultados obtenidos rondan los valores

medios y no exactos.

Ejemplificando el concepto debiéramos aclarar que si el

electrón fuese esta partícula en estudio y si siguiera las

leyes clásicas de la física, las incertidumbres se reducirían a

cero, así que su posición y momentum serían exactos.

Lamentablemente sabemos que el electrón no responde a

la física clásica así que la incertidumbre se mantiene hasta

hoy.

Ecuación de incertidumbre:

hΔX · Δ(m· v)

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Donde:

X = posición de la partícula

(m·v) = cantidad de movimiento (momentum)

h = constante de Planck = 6,626·10-34 J·s

En 1924 un joven físico francés, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que el electrón tiene

propiedades del tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un haz de electrones

se debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. A partir de entonces los

electrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo en términos de

probabilidades.

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El Orbital Atómico, Ecuación de Schrödinger

En términos sencillos, la mecánica cuántica propone calcular

la probabilidad matemática de encontrar al electrón (su

posible órbita alrededor del núcleo), ante la imposibilidad que

limita la exactitud. Cabe reconocer que todos los objetos

(independiente de su tamaño), están sujetos al principio de

incertidumbre, sin embargo

para dimensiones mayores

carece de interés ya que las

magnitudes involucradas son

significativamente mayores

que el valor de la constante

de Planck, en cambio para

una partícula como el

electrón, sí que es relevante.

Tomando como base las ideas planteadas por Louis de Broglie, Edwin Schrödinger dedujo una

ecuación fundamental, llamada “la ecuación de onda”, que logró descifrar el comportamiento de

un electrón alrededor del núcleo atómico.

Según Schrödinger, si la posición de un electrón no es exacta, entonces, su ubicación puede

plantearse en términos de probabilidades, de modo que las soluciones a las ecuaciones de

onda se denominan “orbitales” ( 2 ). Debemos aclarar eso sí, que un “orbital” es una función

matemática, no un parámetro físico, tampoco se trata de una órbita ni una trayectoria precisa.

Físicamente corresponde a la zona del espacio donde posiblemente se encuentre el

electrón girando.

En otras palabras, se define orbital atómico, como la zona del espacio donde es posible calcular la

probabilidad matemática de encontrar a un electrón. Para ello, se requiere encontrar previamente

la función que describa la trayectoria de un electrón, a esta se le conoce como función de onda

(resolución de la incertidumbre). Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan

por un conjunto de números cuánticos con los que es posible construir un modelo comprensible

para el átomo.

En este modelo, los electrones se ubican a cierta distancia del núcleo (nivel) y giran en regiones

de alta probabilidad (orbitales). Los orbitales son ocupados por electrones llenando primero los de

menor energía y luego el resto.

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ORBITALES ATÓMICOS

DMTR-QM01

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