Química

Se denomina química (del árabe kēme (kem, que significa "tierra") a la ,(كيمياء

ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, como

los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación

con la energía. Históricamente la química moderna es la evolución de la alquimia

tras la Revolución química (1733).

Las disciplinas de la química han sido agrupadas por la clase de materia bajo

estudio o el tipo de estudio realizado. Entre éstas se tienen la química inorgánica,

que estudia la materia inorgánica; la química orgánica, que trata con la materia

orgánica; la bioquímica, el estudio de substancias en organismos biológicos; la

físico-química, comprende los aspectos energéticos de sistemas químicos a

escalas macroscópicas, moleculares y atómicas; la química analítica, que analiza

muestras de materia tratando de entender su composición y estructura. Otras

ramas de la química han emergido en tiempos recientes, por ejemplo, la

neuroquímica que estudia los aspectos químicos del cerebro.

Introducción

La ubicuidad de la química en las ciencias naturales hace que sea considerada

como una de las ciencias básicas. La química es de gran importancia en muchos

campos del conocimiento, como la ciencia de materiales, la biología, la farmacia,

la medicina, la geología, la ingeniería y la astronomía, entre otros.

Los procesos naturales estudiados por la química involucran partículas

fundamentales (electrones, protones y neutrones), partículas compuestas (núcleos

atómicos, átomos y moléculas) o estructuras microscópicas como cristales y

superficies.

Desde el punto de vista microscópico, las partículas involucradas en una reacción

química pueden considerarse como un sistema cerrado que intercambia energía

con su entorno. En procesos exotérmicos, el sistema libera energía a su entorno,

mientras que un proceso endotérmico solamente puede ocurrir cuando el entorno

aporta energía al sistema que reacciona. En la gran mayoría de las reacciones

químicas hay flujo de energía entre el sistema y su campo de influencia, por lo

cual podemos extender la definición de reacción química e involucrar la energía

cinética (calor) como un reactivo o producto.

Aunque hay una gran variedad de ramas de la química, las principales

divisiones son:

Química Orgánica

Química Inorgánica

Fisicoquímica

Química analítica

Bioquímica

Es común que entre las comunidades académicas de químicos la química

analítica no sea considerada entre las subdisciplinas principales de la química y

sea vista más como parte de la tecnología química. Otro aspecto notable en esta

clasificación es que la química inorgánica sea definida como "química no

orgánica". Es de interés también que la Química Física es diferente de la Física

Química. La diferencia es clara en inglés: "chemical physics" y "physical

chemistry"; en español, ya que el adjetivo va al final, la equivalencia sería:

Química física Physical Chemistry

Física química Chemical physics

Usualmente los químicos son educados en términos de físico-química (Química

Física) y los físicos trabajan problemas de la física química.

La gran importancia de los sistemas biológicos hace que en nuestros días gran

parte del trabajo en química sea de naturaleza bioquímica. Entre los problemas

más interesantes se encuentran, por ejemplo, el estudio del desdoblamiento de las

proteínas y la relación entre secuencia, estructura y función de proteínas.

Si hay una partícula importante y representativa en la química es el electrón. Uno

de los mayores logros de la química es haber llegado al entendimiento de la

relación entre reactividad química y distribución electrónica de átomos, moléculas

o sólidos. Los químicos han tomado los principios de la mecánica cuántica y sus

soluciones fundamentales para sistemas de pocos electrones y han hecho

aproximaciones matemáticas para sistemas más complejos. La idea de orbital

atómico y molecular es una forma sistemática en la cual la formación de enlaces

es entendible y es la sofisticación de los modelos iniciales de puntos de Lewis. La

naturaleza cuántica del electrón hace que la formación de enlaces sea entendible

físicamente y no se recurra a creencias como las que los químicos utilizaron antes

de la aparición de la mecánica cuántica. Aun así, se obtuvo gran entendimiento a

partir de la idea de puntos de Lewis.

Historia

Artículos principales: Historia de la química y Cronología de la química

Las primeras experiencias del hombre como químico se dieron con la utilización

del fuego en la transformación de la materia, la obtención de hierro a partir del

mineral y de vidrio a partir de arena son claros ejemplos. Poco a poco el hombre

se dio cuenta de que otras sustancias también tienen este poder de

transformación. Se dedicó un gran empeño en buscar una sustancia que

transformara un metal en oro, lo que llevó a la creación de la alquimia. La

acumulación de experiencias alquímicas jugó un papel vital en el futuro

establecimiento de la química.

La química es una ciencia empírica, ya que estudia las cosas por medio del

método científico, es decir, por medio de la observación, la cuantificación y, sobre

todo, la experimentación. En su sentido más amplio, la química estudia las

diversas sustancias que existen en nuestro planeta así como las reacciones que

las transforman en otras sustancias. Por otra parte, la química estudia la

estructura de las sustancias a su nivel molecular. Y por último, pero no menos

importante, sus propiedades.

Subdisciplinas de la química

La química cubre un campo de estudios bastante amplio, por lo que en la práctica

se estudia de cada tema de manera particular. Las seis principales y más

estudiadas ramas de la química son:

Química inorgánica: Síntesis y estudio de las propiedades eléctricas,

magnéticas y ópticas de los compuestos formados por átomos que no sean

de carbono (aunque con algunas excepciones). Trata especialmente los

nuevos compuestos con metales de transición, los ácidos y las bases, entre

otros compuestos.

Química orgánica: Síntesis y estudio de los compuestos que se basan en

cadenas de carbono.

Bioquímica: estudia las reacciones químicas en los seres vivos, estudia el

organismo y los seres vivos.

Química física: estudia los fundamentos y bases físicas de los sistemas y

procesos químicos. En particular, son de interés para el químico físico los

aspectos energéticos y dinámicos de tales sistemas y procesos. Entre sus

áreas de estudio más importantes se incluyen la termodinámica química, la

cinética química, la electroquímica, la mecánica estadística y la

espectroscopía. Usualmente se la asocia también con la química cuántica y

la química teórica.

Química industrial: Estudia los métodos de producción de reactivos

químicos en cantidades elevadas, de la manera económicamente más

beneficiosa. En la actualidad también intenta aunar sus intereses iniciales,

con un bajo daño al medio ambiente.

Química analítica: estudia los métodos de detección (identificación) y

cuantificación (determinación) de una sustancia en una muestra. Se

subdivide en Cuantitativa y Cualitativa.

Además existen múltiples subdisciplinas, que por ser demasiado específicas, o

multidisciplinares, se estudian individualmente:

Química organometálica

Fotoquímica

Química cuántica

Química medioambiental: estudia la influencia de todos los componentes

químicos que hay en la tierra, tanto en su forma natural como

antropogénica.

Química teórica

Química computacional

Electroquímica

Química nuclear

Petroquímica

Geoquímica: estudia todas las transformaciones de los minerales

existentes en la tierra.

Química macromolecular: estudia la preparación, caracterización,

propiedades y aplicaciones de las macromoléculas o polímeros.

Magnetoquímica

Química supramolecular

Nanoquímica

Astroquímica

Los aportes de célebres autores

Hace aproximadamente cuatrocientos cincuenta y cinco años, sólo se conocían

doce elementos. A medida que fueron descubriendo más elementos, los científicos

se dieron cuenta de que todos guardaban un orden preciso. Cuando los colocaron

en una tabla ordenados en filas y columnas, vieron que los elementos de una

misma columna tenían propiedades similares. Pero también aparecían espacios

vacíos en la tabla para los elementos aún desconocidos. Estos espacios huecos

llevaron al científico ruso Dmitri Mendeléyev a pronosticar la existencia del

germanio, de número atómico 32, así como su color, peso, densidad y punto de

fusión. Su “predicción sobre otros elementos como - el galio y el escandio -

también resultó muy atinada”, señala la obra Chemistry, libro de texto de química

editado en 1995.

Campo de trabajo: el átomo

El origen de la teoría atómica se remonta a la escuela filosófica de los atomistas,

en la Grecia antigua. Los fundamentos empíricos de la teoría atómica, de acuerdo

con el método científico, se debe a un conjunto de trabajos hechos por Antoine

Lavoisier, Louis Proust, Jeremias Benjamin Richter, John Dalton, Gay-Lussac y

Amadeo Avogadro entre muchos otros, hacia principios del siglo XIX.

Los átomos son la fracción más pequeña de materia estudiados por la química,

están constituidos por diferentes partículas, cargadas eléctricamente, los

electrones, de carga negativa; los protones, de carga positiva; los neutrones, que,

como su nombre indica, son neutros (sin carga); todos ellos aportan masa para

contribuir al peso.

Conceptos fundamentales

Partículas

Los átomos son las partes más pequeñas de un elemento (como el carbono, el

hierro o el oxígeno). Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma

estructura electrónica (responsable esta de la gran mayoría de las características

químicas), pudiendo diferir en la cantidad de neutrones (isótopos). Las moléculas

son las partes más pequeñas de una sustancia (como el azúcar), y se componen

de átomos enlazados entre sí. Si tienen carga eléctrica, tanto átomos como

moléculas se llaman iones: cationes si son positivos, aniones si son negativos.

El mol se usa como contador de unidades, como la docena (12) o el millar (1000),

y equivale a . Se dice que 12 gramos de carbono o un gramo de

hidrógeno o 56 gramos de hierro contienen aproximadamente un mol de átomos

(la masa molar de un elemento está basada en la masa de un mol de dicho

elemento). Se dice entonces que el mol es una unidad de cambio. El mol tiene

relación directa con el número de Avogadro. El número de Avogadro fue estimado

para el átomo de carbono por el Químico y Físico italiano Carlo Amedeo Avogadro

Conde de Quarequa e di Cerreto. Este valor, expuesto anteriormente, equivale al

número de partículas presentes en 1 mol de dicha sustancia. Veamos:

1 mol de glucosa equivale a moléculas de glucosa

1 mol de Uranio equivale a átomos de Uranio

Dentro de los átomos, podemos encontrar un núcleo atómico y uno o más

electrones. Los electrones son muy importantes para las propiedades y las

reacciones químicas. Dentro del núcleo se encuentran los neutrones y los

protones. Los electrones se encuentran alrededor del núcleo. También se dice que

es la unidad básica de la materia con características propias. Está formado por un

núcleo donde se encuentran protones.

De los átomos a las moléculas

Los enlaces son las uniones entre átomos para formar moléculas. Siempre que

existe una molécula es porque ésta es más estable que los átomos que la forman

por separado. A la diferencia de energía entre estos dos estados se le denomina

energía de enlace.

Generalmente, los átomos se combinan en proporciones fijas para dar moléculas.

Por ejemplo, dos átomos de hidrógeno se combinan con uno de oxígeno para dar

una molécula de agua. Esta proporción fija se conoce como estequiometría.

Diagrama espacial mostrando los orbitales atómicos hidrogenoides de momento

angular del tipo d (l=2).

Artículos principales: Orbital atómico y orbital molecular

Para una descripción y comprensión detalladas de las reacciones químicas y de

las propiedades físicas de las diferentes sustancias, es muy útil su descripción a

través de orbitales, con ayuda de la química cuántica.

Un orbital atómico es una función matemática que describe la disposición de uno o

dos electrones en un átomo. Un orbital molecular es análogo, pero para

moléculas.

En la teoría del orbital molecular la formación del enlace covalente se debe a una

combinación matemática de orbitales atómicos (funciones de onda) que forman

orbitales moleculares, llamados así por que pertenecen a toda la molécula y no a

un átomo individual. Así como un orbital atómico (sea híbrido o no) describe una

región del espacio que rodea a un átomo donde es probable que se encuentre un

electrón, un orbital molecular describe una región del espacio en una molécula

donde es más factible que se hallen los electrones.

Al igual que un orbital atómico, un orbital molecular tiene un tamaño, una forma y

una energía específicos. Por ejemplo, en la molécula de hidrógeno molecular se

combinan dos orbitales atómicos uno s ocupados cada uno por un electrón. Hay

dos formas en que puede presentarse la combinación de orbitales: aditiva y

subtractiva. La combinación aditiva produce la formación de un orbital molecular

que tiene menor energía y que tiene, aproximadamente, forma ovalada, mientras

que la combinación subtractiva conduce a la formación de un orbital molecular con

mayor energía y que genera un nodo entre los núcleos.

De los orbitales a las sustancias

Los orbitales son funciones matemáticas para describir procesos físicos: un orbital

solo existe en el sentido matemático, como pueden existir una suma, una parábola

o una raíz cuadrada. Los átomos y las moléculas son también idealizaciones y

simplificaciones: un átomo sólo existe en vacío, una molécula sólo existe en vacío,

y, en sentido estricto, una molécula sólo se descompone en átomos si se rompen

todos sus enlaces.

En el "mundo real" sólo existen los materiales y las sustancias. Si se confunden

los objetos reales con los modelos teóricos que se usan para describirlos, es fácil

caer en falacias lógicas.

Disoluciones

Disolución: En agua, y en otros disolventes (como la acetona o el alcohol), es

posible disolver sustancias, de forma que quedan disgregadas en las moléculas o

iones que las componen (las disoluciones son transparentes). Cuando se supera

cierto límite, llamado solubilidad, la sustancia ya no se disuelve, y queda, bien

como precipitado en el fondo del recipiente, bien como suspensión, flotando en

pequeñas partículas (las suspensiones son opacas o traslúcidas).

Se denomina concentración a la medida de la cantidad de soluto por unidad de

cantidad de disolvente.

Medida de la concentración

Artículo principal: Concentración

La concentración de una disolución se puede expresar de diferentes formas, en

función de la unidad empleada para determinar las cantidades de soluto y

disolvente. Las más usuales son:

g/l (Gramos por litro) razón soluto/disolvente o soluto/disolución,

dependiendo de la convención

% p/p (Concentración porcentual en peso) razón soluto/disolución

% V/V (Concentración porcentual en volumen) razón soluto/disolución

M (Molaridad) razón soluto/disolución

N (Normalidad) razón soluto/disolución

m (molalidad) razón soluto/disolvente

x (fracción molar)

ppm (Partes por millón) razón soluto/disolución

Acidez

Artículo principal: pH

El pH es una escala logarítmica para describir la acidez de una disolución acuosa.

Los ácidos, como el zumo de limón y el vinagre, tienen un pH bajo (inferior a 7).

Las bases, como la sosa o el bicarbonato de sodio, tienen un pH alto (superior a

7).

El pH se calcula mediante la siguiente ecuación:

donde es la actividad de iones hidrógeno en la solución, la que en soluciones

diluidas es numéricamente igual a la molaridad de iones Hidrógeno que cede

el ácido a la solución.

una solución neutral (agua ultra pura) tiene un pH de 7, lo que implica una

concentración de iones hidrógeno de 10-7 M

una solución ácida (por ejemplo, de ácido sulfúrico)tiene un pH < 7, es decir

que la concentración de iones hidrógeno es mayor que 10-7 M

una solución básica (por ejemplo, de hidróxido de potasio) tiene un pH > 7,

o sea que la concentración de iones hidrógeno es menor que 10-7 M

Formulación y nomenclatura

La IUPAC, un organismo internacional, mantiene unas reglas para la formulación y

nomenclatura química. De esta forma, es posible referirse a los compuestos

químicos de forma sistemática y sin equívocos.Mediante el uso de fórmulas

químicas es posible también expresar de forma sistemática las reacciones

químicas, en forma de ecuación química. Por ejemplo:

Átomo

En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin partes;

también, se deriva de "a" no, y "tomo" divisible; no divisible) [1] es la unidad más

pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y

que no es posible dividir mediante procesos químicos.

Su denso núcleo representan el 99.9% de la masa del átomo, y está compuesto

de bariones llamados protones y neutrones, rodeados por una nube de electrones,

que -en un átomo neutral- igualan el número de protones. .

El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia

del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin

embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo

de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse

en partículas más pequeñas.[][]

Estructura atómica

La teoría aceptada actualmente: es que el átomo se compone de un núcleo de

carga positiva, donde concentra casi toda la masa del átomo, su tamaño es muy

pequeño; está formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como

nucleones; alrededor del núcleo se encuentra una nube de electrones de carga

negativa llamada envoltura, su masa es muy pequeña, su tamaño en general, es

muy grande.

El núcleo atómico

El núcleo del átomo se encuentra formado por nucleones, los cuales pueden ser

de dos clases:

Protones: Partícula de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental,

y 1,67262 × 10–27 kg y una masa 1837 veces mayor que la del electrón.

Neutrones: Partículas carentes de carga eléctrica y una masa un poco

mayor que la del protón (1,67493 × 10–27 kg).

El núcleo más sencillo es el del hidrógeno, formado únicamente por un protón. El

núcleo del siguiente elemento en la tabla periódica, el helio, se encuentra formado

por dos protones y dos neutrones. La cantidad de protones contenidas en el

núcleo del átomo se conoce como número atómico, el cual se representa por la

letra Z y se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo químico. Es el que

distingue a un elemento químico de otro. Según lo descrito anteriormente, el

número atómico del hidrógeno es 1 (1H), y el del helio, 2 (2He).

La cantidad total de nucleones que contiene un átomo se conoce como número

másico, representado por la letra A y escrito en la parte superior izquierda del

símbolo químico. Para los ejemplos dados anteriormente, el número másico del

hidrógeno es 1(1H), y el del helio, 4(4He).

Existen también átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente

número másico, los cuales se conocen como isótopos. Por ejemplo, existen tres

isótopos naturales del hidrógeno, el protio (1H), el deuterio (2H) y el tritio (3H).

Todos poseen las mismas propiedades químicas del hidrógeno, y pueden ser

diferenciados únicamente por ciertas propiedades físicas.

Otros términos menos utilizados relacionados con la estructura nuclear son los

isótonos, que son átomos con el mismo número de neutrones. Los isóbaros son

átomos que tienen el mismo número másico.

Debido a que los protones tienen cargas positivas se deberían repeler entre sí, sin

embargo, el núcleo del átomo mantiene su cohesión debido a la existencia de otra

fuerza de mayor magnitud, aunque de menor alcance conocida como la

interacción nuclear fuerte.

Interacciones eléctricas entre protones y electrones

Antes del experimento de Rutherford la comunidad científica aceptaba el modelo

atómico de Thomson, situación que varió después de la experiencia de Rutherford.

Los modelos posteriores se basan en una estructura de los átomos con una masa

central cargada positívamente rodeada de una nube de carga negativa.[4]

Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que

los electrones se moverían alrededor del núcleo en órbitas. Este modelo tiene una

dificultad proveniente del hecho de que una partícula cargada acelerada, como

sería necesario para mantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética,

perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con la ecuaciones de Maxwell del

electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del

orden de 10−10 s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente

caída de los electrones sobre el núcleo.[5]

Nube de electrones

Artículo principal: Nube de electrones

Alrededor del núcleo se encuentran los electrones que son partículas elementales

de carga negativa igual a una carga elemental y con una masa de 9,10 × 10–31 kg

La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidad

de protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un

átomo en estas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual a 0.

A diferencia de los nucleones, un átomo puede perder o adquirir algunos de sus

electrones sin modificar su identidad química, transformándose en un ion, una

partícula con carga neta diferente de cero.

El concepto de que los electrones se encuentran en órbitas satelitales alrededor

del núcleo se ha abandonado en favor de la concepción de una nube de

electrones deslocalizados o difusos en el espacio, el cual representa mejor el

comportamiento de los electrones descrito por la mecánica cuántica únicamente

como funciones de densidad de probabilidad de encontrar un electrón en una

región finita de espacio alrededor del núcleo.

Dimensiones atómicas

La mayor parte de la masa de un átomo se concentra en el núcleo, formado por

los protones y los neutrones, ambos conocidos como nucleones, los cuales son

1836 y 1838 veces más pesados que el electrón respectivamente.

El tamaño o volumen exacto de un átomo es difícil de calcular, ya que las nubes

de electrones no cuentan con bordes definidos, pero su diámetro puede estimarse

razonablemente en 1,0586 × 10–10 m, el doble del radio de Bohr para el átomo de

hidrógeno. Si esto se compara con el tamaño de un protón, que es la única

partícula que compone el núcleo del hidrógeno, que es aproximadamente 1 × 10–15

se ve que el núcleo de un átomo es cerca de 100.000 veces menor que el átomo

mismo, y sin embargo, concentra prácticamente el 100% de su masa.

Para efectos de comparación, si un átomo tuviese el tamaño de un estadio, el

núcleo sería del tamaño de una canica colocada en el centro, y los electrones,

como partículas de polvo agitadas por el viento alrededor de los asientos.

Historia de la teoría atómica

El concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos

griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por

medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la

realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no podía dividirse

indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e

indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos

macroscópicos que nos rodean.[6] El siguiente avance significativo se realizó hasta

en 1773 el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado:

"La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma."; demostrado

más tarde por los experimentos del químico inglés John Dalton quien en 1804,

luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, y concluyó

que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada

elemento, pero diferentes de un elemento a otro.[7]

Luego en 1811 Amedeo Avogadro, físico italiano, postuló que a una temperatura,

presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas,

sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo

al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son moléculas poliatómicas con lo

que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.[8]

El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los

elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que

existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor

de la tabla periódica de los elementos como la conocemos actualmente.[9]

La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento

de Rutherford en 1911 y el modelo atómico de Bohr. Posteriores descubrimientos

científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio

electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y

químicas de los átomos.[10]

La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de

acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A

continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los

científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos

para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera

de reseña histórica.

Modelo de Dalton

Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por

John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas. [11] Este primer

modelo atómico postulaba:

La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos,

que son indivisibles y no se pueden destruir.

Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio

peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen

pesos diferentes.

Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las

reacciones químicas.

Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones

simples.

Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones

distintas y formar más de un compuesto.

Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más

elementos distintos.

Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos

catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).

Modelo de Thomson

Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se

determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva.

La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban

según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas

en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina.

Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de

Thompson donde las "pasas" (electrones) se situaban en la parte exterior del

"pastel" (la carga positiva).

Detalles del modelo atómico

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los

electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un

pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas

negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era

el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera

un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería

negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación

la existencia de las otras radiaciones.

Modelo de Rutherford

Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los

resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford

en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene

que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a

diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el

cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los

electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o

elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es

la percepción más común del átomo del público no científico.

Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el

modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.

Por mala suerte, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias

incongruencias:

Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las

cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según

las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el

electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y

llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia

se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.

No explicaba los espectros atómicos.

Modelo de Bohr

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como

punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los

fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la

cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto

fotoeléctrico observado por Albert Einstein.

“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones

moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas.” Las órbitas están

cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)

Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor

energía.

Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas

estables.

Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de

menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una

cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de

una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno.

Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico

de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo

un pulso de energía radiada.

Bohr no puede explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de

cuantización.

Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no

puede justificar.

Modelo de Schrödinger

Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la

materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se

actualizó nuevamente el modelo del átomo.

En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como

esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una

extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas

dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por

medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad

de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se

conoce como orbital.

El Electrón

El electrón (del griego ἤλεκτρον, ámbar), comúnmente representado por el

símbolo: e−, es una partícula subatómica de tipo fermiónico. En un átomo los

electrones rodean el núcleo, compuesto únicamente de protones y neutrones.

Los electrones tienen una masa pequeña respecto al protón, y su movimiento

genera corriente eléctrica, aunque dependiendo del tipo de elemento o compuesto

en el que se genere, necesitará más o menos energía para provocar esta corriente

eléctrica. Estas partículas desempeñan un papel primordial en la química ya que

definen las atracciones con otros átomos.

Desde el punto de vista físico, el electrón tiene una carga eléctrica contraria a la

del protón. Sin embargo, por razones históricas -y ventajas en ecuaciones

matemáticas-, se dice que el electrón tiene una carga eléctrica negativa, en el

sentido que es contraria a la carga del protón, que se consideraba positiva. Sin

embargo, esta elección de signo es totalmente arbitraria.

Los electrones son mucho más pequeños que los neutrones y protones. La masa

de un simple neutrón o protón es más de 1 800 veces mayor que la masa de un

electrón. El tiene una masa de 9,11×10-28 gramos. Los electrones poseen una

carga eléctrica negativa, con una magnitud llamada algunas veces carga

elemental o carga fundamental. Por esto se dice que un electrón tiene una carga

de -1. Los protones tienen una carga del mismo valor, pero con polaridad opuesta,

es decir +1. La carga fundamental tiene un valor de 1,602×10-19 coulombios.

El protón

En física, el protón (del griego πρῶτον, prōton ['primero']) es una partícula

subatómica con una carga eléctrica elemental positiva y una masa 1.836 veces

superior a la de un electrón. Experimentalmente, se observa el protón como

estable, con un límite inferior en su vida media de unos 1035 años, aunque algunas

teorías predicen que el protón puede desintegrarse en otras partículas. El protón y

el neutrón, en conjunto, se conocen como nucleones, ya que conforman el núcleo

de los átomos.

En un átomo, el número de protones en el núcleo determina las propiedades

químicas del átomo y qué elemento químico es.

El núcleo del isótopo más común del átomo de hidrógeno (también el átomo

estable más simple posible) es un único protón. Al tener igual carga, los protones

se repelen uno del otro, como dos imanes mirando al mismo polo. Sin embargo,

pueden estar agrupados por la acción de la fuerza nuclear fuerte, que es superior

a la fuerza electromagnética que los repulsa. Por tanto, el núcleo atómico puede

existir sin desintegrarse por dicha repulsión. No obstante, cuando el átomo es

grande (como los átomos de Uranio), a veces la repulsión electromagnética puede

desintegrar el átomo progresivamente, expulsando partículas alfa, y por tanto, se

trata de un átomo radiactivo; es decir, un átomo que progresivamente se convierte

en un átomo de otro elemento. Estas desintegraciones pueden durar menos de un

segundo, y otras pueden tardar tanto o más que la edad de Universo; por tanto,

puede cuantificarse el nivel de desintegración respecto a lo que no se han

desintegrado en la misma muestra, y así se puede estimar la edad de una roca

(desde su formación) o planta (desde que se adhirió a la planta).

El Neutrón

El neutrón es una partícula sin carga neta, presente en el núcleo atómico de

prácticamente todos los átomos, excepto el protio. Aunque se dice que el neutrón

no tiene carga, en realidad está compuesto por tres partículas fundamentales

cargadas llamadas quarks, cuyas cargas sumadas son cero. Por tanto, el neutrón

es un barión neutro compuesto por dos quarks de tipo abajo, y un quark de tipo

arriba.

Fuera del núcleo atómico, los neutrones son inestables, teniendo una vida media

de 15 minutos (885.7 ± 0.8 s),[2] ; cada neutrón se descompone en un electrón, un

antineutrino y un protón. Su masa es muy similar a la del protón, aunque

ligeramente mayor.

El neutrón es necesario para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos, a

excepción del isótopo hidrógeno-1. La interacción nuclear fuerte es responsable

de mantenerlos estables en los núcleos atómicos.