Fundamentos de la Química: Leyes Ponderales, Modelos Atómicos y Propiedades Cuánticas

Leyes Fundamentales de la Química

Ley de la Conservación de la Masa (Lavoisier)

En toda reacción química, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción. Ejemplo: 2,5 g + 1,2 g = 3,7 g.

Ley de las Proporciones Definidas (Proust)

La proporción entre las masas en que dos o más elementos se combinan para formar un cierto compuesto es siempre constante e independiente del procedimiento utilizado para formarlo.

Ley de las Proporciones Múltiples (Dalton)

Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa del otro, para dar diferentes compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.

Evolución de los Modelos Atómicos

Diferencias entre el Modelo de Thomson y el de Rutherford

• Thomson: Proponía que el átomo no debía considerarse como una partícula indivisible, sino que estaba formado por cargas negativas (**electrones, e-**) incrustadas en una masa esférica de densidad uniforme, con carga positiva (Modelo del Pudín de Pasas).
• Rutherford: Estableció que el átomo está formado por una corteza y un núcleo. El átomo está casi vacío, y el electrón (e-) se encuentra en la corteza girando alrededor del protón, separado individualmente.

Fallos del Modelo de Rutherford

1. El electrón, al girar, debería perder energía y terminar chocando con el núcleo.
2. El electrón pasaría por todas las órbitas posibles, lo cual no se observaba.

Modelo Atómico de Bohr

• El electrón solo ocupa ciertas posiciones (órbitas) alrededor del núcleo, con una energía determinada (E).
• Cada órbita del átomo corresponde a un nivel de energía.
• Los niveles de energía permitidos son aquellos en los que su momento angular es múltiplo de $\frac{h}{2\pi}$ (constante de Planck reducida).
• Solo se absorbe o emite energía cuando el electrón pasa de un nivel a otro.

Fallos del Modelo de Bohr

No explicaba por qué las órbitas atómicas estaban cuantizadas ni por qué algunas propiedades de los elementos se repetían periódicamente.

Descubrimiento de Partículas Subatómicas

Descubrimiento del Electrón (e-) por Thomson

En un tubo de descarga al vacío con una pequeña cantidad de gas, se hicieron pasar rayos catódicos a través de un punto desde el cátodo. Estos se desviaban hacia la placa positiva al aplicar un campo eléctrico externo, sugiriendo la existencia de partículas con carga negativa.

Descubrimiento del Protón (p+) por Rutherford

Rutherford colocó una sustancia radiactiva que emitía rayos alfa ($\alpha$) dentro de una protección de plomo. Al hacer pasar este rayo por un punto, incidía en una lámina de oro de $0.5 \mu m$ de espesor, rodeada de una pantalla fluorescente de sulfuro de zinc. Una pequeña cantidad de rayos se reflejaba y otra se desviaba, pero la gran mayoría no se desviaba. Esto sugirió la existencia de otra partícula subatómica con carga positiva: el protón (p+).

Conceptos Atómicos Fundamentales

Número Atómico (Z)

Indica el número de protones del núcleo y determina el elemento del que se trata.

Número Másico (A)

Indica el número total de neutrones y protones que componen el núcleo y determina el isótopo del elemento.

Significado de los Números Cuánticos

• Principal (n): Designa el nivel de energía.
• Momento Angular Orbital (l): Determina la forma del orbital y la energía dentro de cada nivel.
• Magnético ($m_l$): Describe la orientación del orbital en el espacio y explica el desdoblamiento de líneas espectrales al aplicar un campo magnético externo.
• Magnético del Espín del Electrón ($m_s$): Nos da el valor de una propiedad intrínseca del electrón y de otras partículas elementales.

Definiciones en Química Cuántica y Enlace

Órbita

El electrón se mueve siguiendo trayectorias circulares alrededor del núcleo (concepto clásico).

Orbital

La región o volumen del espacio del átomo en el que la probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada es muy grande (concepto cuántico).

Afinidad Electrónica (AE)

Variación de la energía que se produce al añadir un electrón a un átomo neutro de un elemento en fase gaseosa para dar un ion negativo gaseoso (anión). Cuanto mayor sea la afinidad electrónica (más negativa), mayor será la tendencia a convertirse en anión.

Radio Atómico

No tiene límites definidos, por lo que no se puede hablar de su volumen de manera absoluta.

Energía de Ionización ($E_i$)

Energía que hay que aplicar a un átomo neutro de un elemento en estado gaseoso para que ceda un electrón de su nivel externo y se convierta en un ion monopositivo (catión) gaseoso.

Energía en Red o Energía Reticular ($E_{red}$)

Los compuestos iónicos forman estructuras cristalinas muy estables. La formación de un cristal es un proceso exotérmico (se libera mucha energía). Es la energía intercambiada en la formación de un mol de cristal iónico a partir de los correspondientes iones positivos y negativos en estado gaseoso.

Cuanto menor (más negativa) es la energía de red, mayor estabilidad tiene un compuesto iónico.