Nosotros consideramos que la materia es discontinua puesto que Demócrito, discípulo de Leucipo, vivió alrededor de 470 a 380 a.c. y afirmaba que la materia era discontinua, esto es, la materia era formada por minúsculas partículas indivisibles, las cuales fueron denominadas "de átomo" (que en griego significa indivisible). Demócrito postulo que todos los tipos de materia eran formados a partir de la combinación de los átomos de 4 elementos: agua, aire, tierra y fuego. El modelo de la materia discontinua fue rechazado por uno de los grandes filósofos de la época: Aristóteles, quien afirmaba que la materia era continua, estos es, la materia vista como un "todo entero" (contrastando con la idea de que la materia era constituida por minúsculas partículas indivisibles).
Sin embargo la idea de átomo fue desaparecida durante los 2.000 años siguientes, hasta que, a principios del siglo XIX, el inglés John Dalton (1.766-1.844) la retomó y postuló la primera teoría moderna del átomo, que dice que la materia está formada por pequeñas partículas rígidas, esféricas e indivisibles llamadas átomos, la cuales son iguales para un mismo elemento pero diferentes para otros, tanto en forma, tamaño y masa como en propiedades, que no se crean ni se destruyen ni se transforman en otros tipos de átomos durante las reacciones químicas, y que se pueden combinar según leyes específicas para formar moléculas.
Al observar algunos materiales con los que comúnmente estamos familiarizados, como, cabillas, tubos, agua, alcohol, aire, etc, probablemente tenemos una idea de que la materia es continua, pero existe una serie de evidencias que demuestran lo contrario, es decir, que la materia es discontinua y que están constituidas por pequeñísimas partículas en movimiento, esto puede ser observado indirectamente a través de dos fenómenos: la difusión y el Movimiento Browniano.
Otro hecho que explica que la materia es discontinua fue que en 1886, el físico alemán Eugene Goldstein descubrió partículas con carga positiva a las cuales llamó protones. Por el año de 1905, ya se sospechaba que los átomos no eran indivisibles. En 1897, Thomson había demostrado la existencia de una partícula llamada electrón.
En 1911, el físico británico Ernest Rutherford demostró que los átomos tienen una estructura interna: están formados por un núcleo extremadamente pequeño y con carga positiva, y alrededor de él giran los electrones. Rutherford dedujo esto analizando el modo en que las partículas alfa (α), que son partνculas con carga positiva emitidas por αtomos radiactivos, son desviadas al colisionar con los átomos.
En 1932, James Chadwick descubrió que el núcleo contenía otras partículas llamadas neutrones, con casi la misma masa del protón pero sin carga eléctrica.
Anteriormente se creía que los protones y los neutrones eran partículas "elementales", pero al hacer colisionar protones con otros protones o con electrones a alta velocidad, se evidenció la existencia de partículas más pequeñas. Estas partículas fueron llamadas quarks** (expresión tomada de la obra Finnegan´s Wake de James Joyce) por el físico Murray Gell – Mann.
Actualmente sabemos que los átomos, los protones y los neutrones son divisibles. Entonces la pregunta es: ¿cuáles son las verdaderas partículas elementales, las piezas básicas de que están hechas todas las cosas?. Dado que la longitud de onda de la luz es mucho mayor que el tamaño de un átomo, no se puede esperar que se puedan observar normalmente las partes de un átomo, se necesita usar algo con una longitud de onda mucho más pequeña.
La mecánica cuántica nos dice que las partículas son en realidad ondas, y que cuanto mayor es la energía de una partícula, tanto menor es la longitud de onda de su onda correspondiente. Usando la dualidad onda – partícula, todo en el universo puede ser descrito en términos de partículas. Estas partículas tienen una propiedad llamada espín. Todas las partículas conocidas del universo se pueden dividir en dos grupos: partículas de espín 1/2 , las cuales forman la materia del universo, y partículas de espín 0, 1 y 2, las cuales dan lugar a las fuerzas entre las partículas materiales.
Un entendimiento adecuado del electrón y de otras partículas de espín 1/2 llegó aproximadamente en 1928, cuando apareció una teoría satisfactoria propuesta por Paul Dirac. Esta teoría predijo que el electrón debería tener una pareja: el antielectrón o positrón (descubierto por Carl Anderson). El descubrimiento del positrón en 1932 confirmó la teoría de Dirac. Ahora sabemos que cada partícula tiene su antipartícula con la que puede aniquilarse.
Las principales propiedades periódicas estudiada en los elementos químicos son:
1.Radio atómico
2.Radio iónico
3.Potencial de ionización.
4.Afinidad electrónica
5.Electronegatividad y carácter metálico.
El estudio de la materia y de sus propiedades en el mundo occidental , empezó ya en la antigüedad , siglo V con los griegos . Se describía el mundo material como la combinación de cuatro elementos. Tierra , agua , aire , y fuego. A medida que se iban descubriendo nuevos elementos los químicos iban descubriendo analogías en sus propiedades. Existe por tanto una ley natural que relaciona los distintos elementos y los agrupa en función de sus propiedades.
DÖBERNIER en 1829 , hizo la primera clasificación de os elementos en triadas , conjunto de tres elementos de propiedades muy similares. El central tenía el peso atómico medio de los extremos de la triada.
Li Ca Cl S
Na Sr Br Se
K Ba I Te
Johann Wolfganf Döbernier
NEWLAND , 1866 , formuló la ley de las octavas. En aquella época se hablaba de pesos atómicos y no de masas atómicas. Estos agrupamientos de ocho elementos permitieron definir las primeras propiedades periódicas.
John Al Newland
MENDELEIEV Y MEYER , 1869 , tomando de partida los estudios anteriores establecieron la primera tabla de elementos basándose en:
Colocar los elementos por orden creciente de masas atómicas.
Agruparlos en función de sus propiedades . En el caso de Mendeleiev en columnas.
Tuvo mérito el dejar espacios libres para los elementos que en ese momento no habian sido aún descubiertos.Prediciendo incluso algunas de sus propiedades . Así predijo la existencia del elemento Germanio , al que inicialmente se le denominó Ekasilicio por sus propiedades semejantes al Silicio. Posteriormente a partir de la ley dada por Moseley , 1913 , relacionaba la frecuencia de la radiación emitida (rayos X) cuando incidían electrones sobre los metales , con el denominado número atómico Z. Por tanto determina que el número atómico es una propiedad esencial de cada elemento .En la actualidad se sabe que ese número coincide con el número de protones del núcleo .Esto permitió asignar lugares definitivos en el sistema periódico.
Dimitri Mendeleiev
J. Lothar Meyer
Henry Moseley
Radio Atómico
El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos. Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.
Variación periódica del Radio atómico.
• Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente muy lentamente de un período a otro).
• Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel. El aumento de la carga del núcleo atrae con más fuerza los electrones y el átomo es más compacto).
• En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya que los electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios atómicos inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA. Los volúmenes atómicos van disminuyendo hasta que llega un momento en el que hay tantos electrones en la nueva capa que los apantallamientos mutuos y las repulsiones se hacen importantes, observándose un crecimiento paulatin o tras llegar a un mínimo.
Radio Iónico
La estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos depende de manera crucial del tamaño de los iones. Éste determina tanto la energía de red del sólido como la forma en que los iones se empacan en el sólido. El tamaño de un ion depende de:
• Su carga nuclear.
• Número de electrones.
• Orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior.
Variación periódica:
• Los iones positivos sencillos son siempre más pequeños que los átomos de los que derivan y, al aumentar la carga positiva, su tamaño disminuye.
• Los iones sencillos cargados negativamente son siempre mayores que los átomos de los que derivan. El tamaño aumenta con la carga negativa.
• Dentro de un grupo, las diferencias entre los radios atómicos e iónicos son muy parecidas. Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la tabla periódica. Un aumento en el número cuántico principal del orbital ocupado más externo de un ion, aumenta también el tamaño del ion así
como el del átomo del que deriva.
Potencial de Ionización
1er Potencial de ionización: Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica (abosorbe energía).
2do Potencial de ionización: Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado fundamental y obtener un ion dipositivo en las mismas condiciones mas un electrón sin energía cinética. Energía de ionización total para llegar a un ion determinado es la suma de los sucesivos potenciales de ionización.
Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el átomo retiene sus electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por consiguiente una fácil formación de iones positivos. Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento crecen muy deprisa, debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón cuando existe una carga positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan. El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente.
Variación periódica:
• Dentro de una familia, el aumento del número de electrones tiende a reducir el potencial de ionización debido a los efectos combinados del tamaño y de efecto pantalla. Al descender en un grupo, se obtienen átomos más voluminosos en los que los electrones están menos retenidos, por lo que el potencial de ionización decrecerá.
• En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En principio, la tendencia que cabria esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y no aumentar apenas el radio atómico, la energía de ionización sea cada vez mayor.
• En cada segmento periódico, los gases nobles tienen las energías de ionización más elevadas. Estos gases son elementos muy estables y sólo los más pesados de ellos muestran alguna tendencia a unirse con elementos para dar compuestos.
Afinidad Electrónica
Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado fundamental. Este proceso de captación de electrones suele ser favorable (la atracción nuclear compensa la repulsión electrónica). Las segundas, terceras, ... afinidades electrónicas son siempre energéticamente desfavorables. La energía total puesta en juego para pasar de un átomo neutro en estado fundamental y gaseoso a un ion negativo con n cargas es la suma de las afinidades electrónicas.
La variación de afinidad electrónica dentro del sistema periódico es similar a la variación del potencial de ionización, aunque es mucho menos periódica. A partir de estas dos propiedades se puede analizar hasta que punto un átomo neutro está satisfecho con su número de electrones. A mayor potencial de ionización y electroafinidad, mayor es la apetencia electrónica (electronegatividad) de la especie.
• Los elementos con las afinidades electrónicas más altas son los situados cerca del oxígeno, el flúor y el cloro.
Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos. Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad. Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.
Variación periódica:
• Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.
• Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.
Carácter Metálico
Se entiende por metal un elemento con pocos electrones en su última capa ( 1 ó 2) y
excepcionalmente (3 ó 4) y gran tendencia a cederlos.
El no metal tendrá gran tendencia a la captación de electrones.
Por tanto a medida que descendemos en un grupo los electrones están “ más libres” , menos
atrapados por el campo de atracción del núcleo y el carácter metálico aumentará.
Al avanzar hacia la derecha en un periodo la afinidad electrónica al aumentar , hace que el
átomo tenga tendencia a captar electrones (mayor electronegatividad), y por tanto el
carácter metálico disminuirá.
lunes, 21 de mayo de 2012
Primeros Modelos Atómicos
Teoría atómica de Dalton:
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y Demócrito pero basándose en una serie de experiencias científicas de laboratorio. La teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes enunciados:
1.- La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas "ÁTOMOS."
2.- Los átomos de un mismo elemento químico son todos iguales entre sí y diferentes a los átomos de los demás elementos.
Todos los átomos del elemento Hidrógeno son iguales entre sí en todas las propiedades: masa, forma, tamaño, etc., y diferentes a los átomos de los demás elementos.
Todos los átomos del elemento Oxígeno son iguales entre sí en todas las propiedades: masa, forma, tamaño, etc., y diferentes a los átomos de los demás elementos.
3.- Los compuestos se forman al unirse los átomos de dos o más elementos en proporciones constantes y sencillas.
Todas las moléculas del compuesto Agua son iguales entre sí y están formadas por la unión de 2 átomos del elemento Hidrógeno y 1 átomo del elemento Oxígeno.
Todas las moléculas del compuesto Agua oxigenada son iguales entre sí y están formadas por la unión de 2 átomos del elemento Hidrógeno y 2 átomos del elemento Oxígeno.
4.- En las reacciones químicas los átomos se intercambian; pero, ninguno de ellos desaparece ni se transforma.
En esta reacción química los átomos de Hidrógeno y los átomos de Oxígeno son iguales al principio y al final. Sólo cambia la forma en que se unen entre sí. El Hidrógeno y el Oxígeno serían los reactivos y el Agua sería el producto que se obtiene.
John Dalton
Modelo átomico de Dalton
Modelo de Thomson:
Al ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico J. J. Thomson propuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que ocuparía la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones, más o menos como las uvas pasas en un pudin.
J.J. Thomson
El modelo de Thomson fue bastante valorado ya que era capaz de explicar los siguientes fenómenos:
La electrización: el exceso o defecto de electrones que tenga un cuerpo es el responsable de su carga negativa o positiva.
La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o perdido uno o más electrones. Los electrones se pierden o se ganan con relativa facilidad, de manera que su número dentro del átomo puede variar, mientras que el número de protones es fijo siempre para cada átomo. Si un átomo pierde uno o más electrones adquiere carga neta positiva (catión) y si gana uno o más electrones adquiere carga neta negativa (anión).
El Modelo de Rutherford:
Estableciá que el átomo tiene una zona central o núcleo donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y neutrones. Además presenta una zona externa o corteza donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo. (Realmente, las partículas del núcleo (protones y neutrones) se descubrieron después de que Rutherford estableciera su modelo. El experimento de Rutherford sólo informaba de un núcleo pequeño y positivo, no aclaraba nada más). La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones, que se hallan fuera del núcleo. El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones de la corteza. El átomo estaba formado por un espacio fundamentalmente vacío, ocupado por electrones que giran a gran velocidad alrededor de un núcleo central muy denso y pequeño.
Modelo átomico de Rutherford
Ernest Rutherford
Experimento de Rutherford que permitió demostrar la existencia del núcle átomico
Modelo de Bohr:
Niels Bohr
Modelo átomico de Bohr
Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo loselectrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905. Bohrse basó en elátomodehidrógenopara hacer el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de lamateriay los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en losgases. Describió elátomode hidrógeno con unprotónen el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente delmodelo atómico de Rutherfordy de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones deMax PlanckyAlbert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia. En este modelo los electrones giran en órbitascircularesalrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. Elelectromagnetismoclásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número enteronque toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre deNúmero Cuántico Principal. Bohr supuso además que elmomento angularde cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de laconstante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno. Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen. Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias almodelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con ladualidad onda-corpúsculopermitiría aErwin Schrödingerdescubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.
Modelo atómico de Schrödinger:
Es unmodelo cuánticonorelativista. Se basa en la solución de laecuación de Schrödingerpara un potencial electrostático con simetría esférica, llamado tambiénátomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico. Elmodelo de Bohrfuncionaba muy bien para elátomodehidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así, en1916,Arnold Sommerfeldmodificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban enórbitascirculares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas. El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como ondas de materia. Así la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la función de onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los electrones concebidos como partículas cuasipuntuales cuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada por la integral del cuadrado de la función de onda en una región. Es decir, en la interpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitía hacer predicciones empíricas, pero en el que la posición y la cantidad de movimiento pueden conocerse simultáneamente, por le principio de incertidumbre. Así mismo el resultado de ciertas mediciones no están determinadas por el modelo, sino sólo el conjunto de resultados posibles y su distribución de probabilidad.
¿Qué ocurriría si dividiéramos un trozo de materia muchas veces? o ¿Si usando una lupa imaginaria podríamos ver los átomos de Carbono que componen la punta de la mina de un lápiz? ¿Llegaríamos hasta una parte indivisible o podríamos seguir dividiendo sin parar?
Los filósofos de la antigua Grecia discutieron bastante sobre este tema. El problema es que estos filósofos no utilizaban ni la medición ni la experimentación para llegar a conclusiones, por tanto, no seguían las fases del método científico. De esta forma, se establecieron dos teorías: atomista y continuista, que se basaban en la existencia de partes indivisibles o en que siempre se podía seguir dividiendo.
En el siglo V a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. Sostenía, además, que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisibles de materia con el nombre de átomos, término que en griego significa “que no se puede dividir”.
Demócrito de Abdera
Leucipo
Los atomistas pensaban que:
Todo está hecho de átomos. Si dividimos una sustancia muchas veces, llegaremos a ellos.
Las propiedades de la materia varían según como se agrupen los átomos.
Los átomos no pueden verse porque son muy pequeños.
En el siglo IV a.C., Empédocles postuló que la materia estaba formada partir de cuatro sustancia elementales: agua, tierra, fuego y aire. Sin embargo, Aristóteles rechazó la teoría atomista pero aceptó que la materia estaba formada por esos cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego, y esta teoría se llamó continuista. Gracias al prestigio que tenía, se mantuvo vigente en el pensamiento de la humanidad durante más de 2000 años.
Los continuistas pensaban que:
Los átomos no existen. No hay límite para dividir la materia.
Si las partículas, llamadas átomos, no pueden verse, entonces es que no existen.
Todas las sustancias están formadas por las combinaciones de los 4 elementos básicos: agua, aire, tierra y fuego.
