Resumen De Quimica

1.1 Introducción.

Cuando se inicia un el estudio de la Química, inmediatamente surge la pregunta ¿cómo es posible estudiar algo tan pequeño como un átomo?

Gran parte del desarrollo de la teoría atómica moderna se basa en dos grandes tipos de investigaciones, llevadas a cabo por decenas de científicos justo antes y después de 1900. El primer tipo de tratado está fundamentado en la naturaleza eléctrica de la materia. Estos estudios llevaron a los científicos a reconocer que los átomos están compuestos de partículas más fundamentales y les ayudó a aproximarse en la descripción del ordenamiento de estas partículas en los átomos.

La segunda gran área de investigación está relacionada con la interacción de la materia con la energía en forma de luz. Este tipo de investigación incluyó estudios de los colores de la luz que las sustancias emiten o absorben. Estos estudios condujeron a un conocimiento mucho más detallado de las disposiciones de las partículas en los átomos. Quedó claro entonces que el arreglo de las mencionadas partículas determina las propiedades químicas y físicas de cada elemento. A medida que se aprende más sobre la estructura de los átomos, se puede ser más capaz de organizar hechos químicos de forma tal que ello ayuda a entender el comportamiento de la materia.

Primero se estudian las partículas que componen los átomos y la estructura básica de los átomos. A continuación, se revisa someramente la teoría mecánica cuántica de los átomos y se ve cómo esta teoría describe la disposición de los electrones en los átomos. La teoría atómica actual es considerablemente menos que completa. Aún así, es una poderosa herramienta que ayuda a describir las fuerzas que mantienen a los átomos en combinación química entre sí.

1.2 Partículas subatómicas.

1.2.1 Partículas fundamentales.

En el estudio de la estructura atómica, es necesario definir primero a las partículas fundamentales. Estas son los bloques básicos de construcción del átomo. Los átomos, y, por lo tanto, toda la materia, consiste principalmente de tres partículas fundamentales: electrones, protones y neutrones. El conocimiento de la naturaleza y funciones de estas partículas es esencial para entender las interacciones químicas. Las masas relativas y cargas de estas tres partículas fundamentales se muestran en la tabla 1.1.

Tabla 1.1 Partículas fundamentales de la materia

Partícula Masa Carga (escala relativa)

Electrón (e–) 0.00054858 uma 1–

Protón (p o p+) 1.0073 uma 1+

Neutrón (n o n0) 1.0087 uma Ninguna

La masa de un electrón es muy pequeña comparada con las masas, tanto del protón, como del neutrón. La carga de un protón es igual en magnitud pero de signo opuesto a la carga de un electrón. Estas partículas se examinan más a detalle a continuación.

1.2.2 Descubrimiento de los electrones.

Algunas de las primeras evidencias respecto a la estructura del átomo fueron obtenidas a principios de los 1800’s por el químico inglés Humphry Davy (1178-1829). Él encontró que cuando hacía pasar corriente a través de algunas sustancias, las sustancias se descomponían. Sugirió entonces Davy que los elementos de un compuesto químico se mantienen unidos mediante fuerzas eléctricas. En 1832-1833, Michael Faraday (1791-1867), alumno de Davy, determinó las relaciones cuantitativas entre la cantidad de electricidad usada en la electrólisis y la cantidad de reacción química que ocurre. Los estudios del trabajo de Faraday realizados por George Stoney (1826-1911) lo condujeron a sugerir en 1874 que existían unidades de carga eléctrica asociadas con los átomos. En 1891, Stoney sugirió que dichas unidades debieran ser nombradas electrones.

La evidencia más convincente de la existencia de los electrones surgió de los experimentos realizados en tubos de rayos catódicos (Figura 1.1). Dos electrodos son sellados en un tubo de vidrio, el cual contiene gas a muy baja presión. Cuando se aplica un alto voltaje a este dispositivo, fluye corriente y los rayos se desprenden del cátodo (electrodo negativo). Estos rayos viajan en línea recta hacia el ánodo (electrodo positivo) y causan que las paredes opuestas al cátodo brillen. Un objeto colocado en la trayectoria de los rayos catódicos proyecta una sombra sobre la pantalla de sulfuro de zinc colocada cerca al ánodo. La sombra es la evidencia que demuestra que los rayos viajan del cátodo hacia el ánodo. Los rayos deben, por lo tanto, estar cargados negativamente. Además, los rayos son desviados por campos eléctricos y magnéticos en la dirección esperada para partículas cargadas negativamente.

En 1897, J.J. Thomson (1856-1940) estudió estas partículas cargadas negativamente más cuidadosamente. Él los llamó electrones, el nombre que Stoney había sugerido en 1891. Mediante el estudio de los grados de desviación de los rayos catódicos en distintos campos eléctricos y magnéticos, Thomson determinó la proporción de la carga (e) del electrón con respecto a su masa (m). El valor actual para esta proporción es

Esta proporción es la misma, independientemente del tipo de gas en el tubo, la composición de los electrodos, o la naturaleza de la fuente de poder eléctrica. La clara implicación del trabajo de Thomson fue que los electrones son partículas fundamentales presentes en los átomos. Ahora se sabe que esto es correcto y que todos los átomos contienen un número entero de electrones.

Una vez que proporción carga masa para el electrón fue determinada, fueron necesarios experimentos adicionales para determinar ya fuera el valor de su masa o de su carga, de forma tal que el otro fuera fácilmente calculado. En 1909, Robert Millikan (1869-1953) resolvió este dilema con el famoso experimento de la gota de aceite, en el cual él determinó la carga del electrón. Este experimento es descrito en la Figura 1.2.

Todas las cargas medidas por Millikan resultaron ser múltiples enteros del mismo valor. Él supuso que este valor más pequeño era la carga de un electrón. Este valor es 1.60218 × 10–19 coulomb (valor actual). La proporción carga-masa, e/m = 1.75882 × 108 C/g, puede

...