El concepto de átomo nació con los griegos Leucipo y su discípulo Demócrito ( siglos V a IV a. C. ), quienes decían que cada cosa puede dividirse hasta un cierto límite, que llamaron átomo ( sin división ). Dalton
descargar 34.23 Kb.
|
| Tonahuac Sosa Gonzalez Quimica II Instituto Tecnologico Roosevelt Redox El proceso de ganar electrones se le da el nombre de reducción, es decir, siempre que hay una una reacción de oxidación hay otra reducción y se conoce con el nombre de reacción de oxidación, reducción o también reacción de redox.  Estructura Atómica Los griegos El concepto de átomo nació con los griegos Leucipo y su discípulo Demócrito ( siglos V a IV a. C. ), quienes decían que cada cosa puede dividirse hasta un cierto límite, que llamaron átomo ( sin división ). Dalton Dalton, en 1803, desarrolló la primera teoría atómica que explicaba satisfactoriamente las leyes químicas enunciadas hasta ese momento. Esta teoría puede resumirse en: a) Todos los elementos están constituidos por átomos, consistentes en partículas materiales separadas e indestructibles. b) Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en las demás propiedades. c) Los átomos de elementos distintos son diferentes en masa y en las demás propiedades. d) Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. Thomson Thomson, en 1898, postuló que el átomo está constituido por una esfera de carga eléctrica positiva en la cual están incrustadas partículas de carga eléctrica negativa ( electrones ) que neutralizan dicha carga. Esto explicaba el hecho de que cuando se hacía pasar corriente eléctrica con un elevado voltaje en un tubo de descarga, a baja presión, se observaba luminiscencia en el gas contenido. Esto lo provocaban haces eléctricos que iban del cátodo al ánodo, llamados rayos catódicos, de carga eléctrica negativa. A las partículas elementales constituyentes de esos rayos se les llamó electrones ( e- ). Posteriormente, Goldstein en 1886, demostró la existencia de rayos positivos, los cuales son diferentes para distintos gases introducidos en los tubos de descarga. A los constituyentes elementales de dichos rayos, cuando se utilizaba hidrógeno, se les llamó protones ( p+ ).        Cátodo e- Ánodo  e- Tubo de descarga Rutherford Para comprobar la veracidad del modelo atómico de Thomson, Lord Rutherford, en 1911, realizó experimentos que consistieron en “bombardear” delgadas láminas metálicas con partículas alfa ( +2 ). A pesar de que éstas poseen carga eléctrica positiva, por su gran energía no tendrían mayor inconveniente en atravesar la lámina, porque se suponía que la carga eléctrica positiva estaría uniformemente repartida. La mayoría de las partículas atravesaron la lámina en línea recta, pero hubo algunas que se desviaron bastante de su trayectoria e incluso un pequeño porcentaje “rebotó” en la lámina. Esto sólo podía explicarse suponiendo que toda la carga positiva del átomo estuviera concentrada en un núcleo atómico y los electrones estuvieran girando alrededor de él a distancias relativamente grandes.   +2 +2 +2    +2   +2   +2  lámina metálica Bohr Pero el modelo atómico de Rutherford no era consistente, porque el electrón para vencer la atracción electrostática de núcleo, debería girar a gran velocidad, pero como tiene carga eléctrica emitiría energía radiante, lo cual traería como consecuencia un acercamiento cada vez mayor del electrón al núcleo hasta chocar con él. Para superar esta dificultad, Niels Bohr propuso en 1913 la siguiente teoría atómica: a) Cualquiera sea la órbita descrita por el electrón, éste no emite energía radiante. b) Solamente algunas órbitas son permitidas. c) Cuando un electrón pasa a una órbita más cercana al núcleo, emite energía radiante y para pasar a una órbita más lejana, debe absorber energía radiante. Sommerfeld, en 1916 propuso que el electrón no solamente describe órbitas circulares, sino que también elípticas.  Energía radiante absorbida      Energía radiante emitida Modelo cuántico La teoría atómica de Bohr-Sommerfeld explica la no-destrucción del átomo y otros fenómenos, pero nuevos hechos trajeron como consecuencia una visión más completa y compleja del átomo. De Broglie en 1924, estableció que las partículas atómicas tenían carácter ondulatorio. Heisenberg en 1927, formuló el principio de incertidumbre o indeterminación, según el cual es imposible determinar simultáneamente la posición y velocidad de una partícula con absoluta precisión. Con estos hechos y otros más, se llega a la visión cuántica del átomo. La mecánica cuántica no describe al electrón como un corpúsculo, sino más bien como una densidad de carga y masa. Esta densidad no es homogénea. Finalmente el descubrimiento del neutrón en 1932, hace más completa la visión del núcleo atómico. Esta partícula no posee carga eléctrica. Para concluir, se dice que el átomo está constituido por un núcleo de carga eléctrica positiva, conformado por protones ( eléctricamente positivos ) y neutrones ( eléctricamente neutros ). Y alrededor de ese núcleo existe una densidad de carga y masa, eléctricamente negativa, compuesta por electrones. Estructura NuclearNúcleo atómico El núcleo es el constituyente central del átomo y posee la casi totalidad de la masa de éste. Diámetro: del orden de 10-13 a 10-12 cm Densidad: del orden de 10-14 g / ml Carga eléctrica: positiva, del orden de 10-19 a 10-17 C Masa: del orden de 10-24 a 10-22 g Sus componentes principales son los protones y los neutrones. Protón ( p+ ) El protón es una partícula elemental cuya masa en reposo es 1,67×10-24 g. Posee carga eléctrica positiva de 1,6×10-19 C. Es el causante de la carga eléctrica del núcleo. Neutrón ( nº ) El neutrón es una partícula elemental cuya masa en reposo es prácticamente igual a la del protón. No posee carga eléctrica. El número de estas partículas identifica al átomo de un elemento, para lo cual se han definido los siguientes dos números: Número atómico ( Z ) El número atómico de un átomo es el número de protones que posee en su núcleo. Número másico o de masa ( A ) El número másico de un átomo es el número de protones y neutrones que posee en su núcleo. ( También se usa M en vez de A para representar a éste número ). Por ejemplo, el átomo más abundante de litio posee en su núcleo 3 protones y 4 neutrones, por lo tanto su número atómico es 3 ( Z = 3 ) y su número másico es 7 ( A = 7 ) y simbólicamente se representa así:  En un átomo eléctricamente neutro, el número de protones y de electrones es el mismo, por lo tanto en el ejemplo anterior el número de electrones es 3. Todos los átomos de un mismo elemento poseen el mismo número de protones, pero el de neutrones generalmente varía. Esto conduce a los conceptos de isótopos e isóbaros. Isótopos Los isótopos son átomos de un mismo elemento que poseen distinto número de neutrones, es decir igual Z , pero distinto A, por ejemplo:  Isóbaros Los isóbaros son átomos de distintos elementos que tienen igual número másico, es decir distinto Z, pero igual A, por ejemplo:  Masa atómica relativa Para los cálculos químicos es necesario asignarle una masa atómica a cada elemento. Debido a la existencia de isótopos, esta masa es un promedio donde la masa de cada isótopo se pondera según su porcentaje de abundancia. Se mide en unidades de masa atómica ( uma ). 1 uma es 1/12 de la masa del isótopo de carbono -12, al cual se le asigna una masa de 12 uma. 1 uma = 1,66 × 10-24 g. Estequiometria Estequiometría, estudio de las proporciones pondérales o volumétricas en una reacción química. La palabra estequiometría fue establecida en 1792 por el químico alemán Jeremias B. Richter para designar la ciencia que mide las proporciones según las cuales se deben combinar los elementos químicos. Richter fue uno de los primeros químicos que descubrió que las masas de los elementos y las cantidades en que se combinan se hallan en una relación constante. En la actualidad, el término estequiometría se utiliza relativo al estudio de la información cuantitativa que se deduce a partir de los símbolos y las fórmulas en las ecuaciones químicas. Una ecuación química es esencialmente una relación que muestra las cantidades relativas de reactivos y productos involucrados en una reacción química. Los cálculos estequiométricos son aquellos que se realizan para conocer con precisión la cantidad que se va a obtener de un determinado producto, conocidas las cantidades de los reactivos o, por el contrario, las cantidades de reactivo que se han de utilizar para obtener una determinada cantidad de producto. La expresión “cantidad estequiométrica” indica la cantidad exacta que se necesita de una sustancia de acuerdo con una ecuación química. Para efectuar los cálculos estequiométricos se siguen una serie de etapas. Primero se escribe la ecuación química igualada. Puesto que lo más fácil es utilizar relaciones de moles como base de cálculo, la segunda etapa consiste en transformar en moles la información suministrada. En la tercera etapa se examinan las relaciones molares en la ecuación química para obtener la respuesta a la pregunta que haya sido formulada. En esta etapa hay que tener en cuenta si alguno de los reactivos es un reactivo limitante, que es aquel reactivo que está presente en la cantidad estequiométrica más pequeña de manera que determina la cantidad máxima de producto que se puede obtener. Historia tabla periodica En el siglo V Empédocles propuso cuatro sustancias primordiales, los cuatro elementos: Aire, agua, tierra y fuego. Aristóteles, añadió a estos cuatro elementos un quinto: el éter, que formaba las estrellas, mientras que los otros cuatro formaban las sustancias terrestres. En el siglo XVII,Robert Boyle desechó todas las ideas de los elementos alquímicos y definió los elementos químicos como aquellas sustancias que no podían ser descompuestas en otras más simples. Fue la primera definición moderna y válida de elemento y el nacimiento de una nueva ciencia: La Química. J. W. Döbereiner fue el primero en descubrir la semejanza de las propiedades de algunos elementos como el Na y K, en los cuales de cada tercia de elementos central tenía un valor de masa atómica promedio entre el primero y el tercero a este proceso se le llama triadas de Döbereiner . Ejemplo: Li 6.94 Na 22.90 K 39.09 Después llego Alexander Newlands que aplico la sugerencia de Proust acomodar los elementos conocidos en orden creciente de las masas atómicas debido a que después del octavo se observa una repetición de las propiedades de cualquiera de ellos obteniendo siete columnas. A este arreglo se le llama Ley de las octetas. Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer relacionaron las masas atómicas de los elementos con las propiedades observadas, el punto inicial fue el H, por ser más ligero logrando una clasificación con juegos o espacio vació incluso realizó la predicción de las masas atómicas y las propiedades de elementos aún no conocidos. Además de que Mendeleiev propuso la base de la ley periódica vigente, ("las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos) y Moseley relacionó el número de protones existentes (número átomico) la cual expresa la cantidad de protones que hay en cada átomo. Por último A. Werner integró información de la configuración electronica para poder construir el modelo actual de la tabla periodica Larga. La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada. Un grupo de la tabla periódica es una columna vertical de la tabla. Hay 18 grupos en la tabla estándar. El hecho de que la mayoría de estos grupops correspondan directamente a una serie químmica no es fruto del azar. La tabla ha sido inventada para organizar las series químicas conocidas dentro de un esquema coherente. La distribución de los elementos en la tabla periódica proviene del hecho de que los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su capa más externa. Como el comportamiento químico está principalmente dictado por las interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el hecho de que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades físicas y químicas. |
