Conceptos Esenciales de Química: Leyes, Teoría Cinética y Modelos Atómicos

Ley de la Conservación de la Masa (o de Lavoisier)

La masa de un sistema permanece invariable, cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él. En términos químicos, esto significa que la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.

Ley de las Proporciones Definidas (o de Proust)

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen en una relación en peso constante, independientemente del proceso seguido para formarlo.

Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista:

Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto, los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.

Ley de las Proporciones Múltiples (o de Dalton)

Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto, están en la relación de números enteros sencillos.

Ley de los Volúmenes de Combinación (o de Gay-Lussac)

Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo medir un volumen que un peso de gas, era natural que se estudiasen las relaciones de volumen en que los gases se combinan.

En cualquier reacción química, los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos.

Teoría Cinético-Molecular

1. Todos los gases están formados por un gran número de partículas (moléculas), tan pequeñas que no se pueden ver ni con el microscopio más potente. Su tamaño es muy pequeño comparado con la distancia que hay entre ellas.
2. Estas partículas están en continuo movimiento caótico: chocan entre sí y contra las paredes del recipiente que contiene el gas. En estos choques no hay pérdida de energía.
3. El movimiento queda determinado por dos tipos de fuerzas: unas atractivas o de cohesión, que tienden a mantener unidas las partículas; y otras repulsivas o de dispersión, que tienden a alejarlas.
4. Entre molécula y molécula no hay nada, solo espacio vacío.

Modelo de Rutherford

Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.

El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:

• El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.
• Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.
• La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.

Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10^-10 m) y el de su núcleo (un diámetro del orden de 10^-14 m). El hecho de que el núcleo tenga un diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran cantidad de espacio vacío en la organización atómica de la materia.

Modelo de Bohr

Niels Bohr formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados clave:

• El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino solo en un cierto número de órbitas estables. En contraste con el modelo de Rutherford, donde se aceptaba un número infinito de órbitas.
• Cuando el electrón gira en estas órbitas, no emite energía.
• Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el impacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo.