CURSO DE QUÍMICA GENERAL Conceptos Básicos

CURSO DE QUÍMICA GENERAL
Conceptos Básicos
Química, estudio de la composición, estructura y propiedades de las sustancias materiales, de sus
interacciones y de los efectos producidos sobre ellas al añadir o extraer energía en cualquiera de sus formas.
Elemento químico, sustancia que no puede ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por medios
químicos ordinarios. Antiguamente, los elementos se consideraban sustancias fundamentales, pero hoy se sabe
que consisten en una variedad de partículas elementales: electrones, protones y neutrones.
Compuesto químico, sustancia formada por dos o más elementos que se combinan en proporción invariable.
El agua, formada por hidrógeno y oxígeno, y la sal, formada por cloro y sodio, son ejemplos de compuestos
químicos comunes. Tanto los elementos como los compuestos son sustancias puras.
Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la
palabra átomo se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeña que podía concebirse. Esa
partícula fundamental, por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De
hecho, átomo significa en griego no divisible.
Molécula, combinación de dos o mas átomos de un mismo elemento, como los gases que son diatómicos, o de
varios elementos como los compuestos.
Reacción química, proceso en el que una o más sustancias los reactivos se transforman en otras sustancias
diferentes los productos de la reacción.
NOMENCLATURA EN QUÍMICA INORGÁNICA
Se escribe siempre en primer lugar el símbolo del elemento o radical menos electronegativo (menor capacidad
de atraer electrones) y a continuación el del elemento o radical más electronegativo (mayor capacidad de
atraer electrones). Se nombran en orden inverso.
Se intercambian las valencias de los elementos o los radicales, colocándolas en forma de subíndices. Estos
subíndices se simplifican, si se puede, teniendo en cuenta que deben ser números enteros y que el 1 no se
escribe.
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda el uso de la nomenclatura
sistemática, la más extendida, y la de Stock o funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros y
hidróxidos.
En la nomenclatura sistemática de los óxidos la palabra genérica `óxido' va precedida de los prefijos griegos
mono−, di−, tri−, tetra−, penta−, hexa− o hepta−, según el número de oxígenos que existan; a continuación se
indica, de la misma forma, la proporción del segundo elemento. Por ejemplo, N2O5, pentaóxido de
dinitrógeno. En algunas ocasiones se puede prescindir del prefijo mono− (CaO, óxido de calcio). En la
nomenclatura de Stock no se utilizan prefijos. Los óxidos se nombran con la palabra `óxido' seguida del
nombre del otro elemento y su valencia entre paréntesis; siguiendo con el ejemplo: N2O5, óxido de nitrógeno
(V). Si el elemento que se combina con el oxígeno tiene valencia única, no es necesario indicarla; así, Li2O es
óxido de litio.
En los hidruros metálicos el hidrógeno actúa con valencia −1 y se nombran con la palabra genérica `hidruro'
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seguida del nombre del metal. El número de átomos de hidrógeno se indica mediante prefijos numerales; por
ejemplo, AuH3, trihidruro de oro. En la nomenclatura funcional se nombran con la palabra `hidruro' seguida
del nombre del metal y su valencia correspondiente, salvo que la valencia sea única (AuH3, hidruro de oro
(III)).
En los hidruros no metálicos el hidrógeno actúa con valencia +1 y los no metales con sus respectivas
valencias negativas; se nombran añadiendo el sufijo −uro al no metal. Por ejemplo, HCl, cloruro de
hidrógeno.
Los hidróxidos se nombran con la palabra `hidróxido' seguida del nombre del metal, indicando con prefijos
numerales sus proporciones; por ejemplo, Mg(OH)2, dihidróxido de magnesio. En la nomenclatura de Stock
no se utilizan los prefijos: al nombre del metal se le añade su valencia, aunque ésta se omite cuando es única;
por ejemplo, Mg(OH)2, hidróxido de magnesio.
En la nomenclatura sistemática, los ácidos oxoácidos se nombran como compuestos binarios en los que el
constituyente negativo (anión) es poliatómico; se utiliza el sufijo −ato para el anión y se especifica la valencia
del elemento central mediante números romanos entre paréntesis, seguida de la palabra `hidrógeno'; por
ejemplo, HClO, oxoclorato (I) de hidrógeno. Para estos ácidos, la IUPAC admite la nomenclatura tradicional
(HClO, ácido hipocloroso).
En la nomenclatura tradicional se considera la valencia del elemento no metálico para nombrar los diferentes
compuestos:
Si el no−metal trabaja con una valencia : _____ ico
Si el no−metal trabaja con dos valencias: _____ oso ( la menor valencia )
_____ ico ( la mayor valencia )
Si el no−metal trabaja con tres valencias: Hipo _____ oso ( la menor valencia)
_____ oso ( la intermedia )
_____ ico ( la mayor )
Si el no−metal trabaja con cuatro valencias: Hipo _____ oso ( la menor valencia)
_____ oso
_____ ico
Per _____ ico ( la mayor valencia )
Para las sales se cambian los prefijos y sufijos de la siguiente manera:
Hipo _____ oso cambia a Hipo _____ ito
_____ oso _____ ito
_____ ico _____ ato
Per _____ ico Per _____ ato
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Para las sales binarias se cambia el sufijo: Hidrico por uro
VALENCIAS U ESTADOS DE OXIDACION DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS:
FAMILIA I o GRUPO I ( Metales alcalinos ) FAMILIA 2 o GRUPO 2 ( Metales alcalinotérreos )
H Hidrógeno + 1 Be Berilio + 2
Li Litio + 1 Mg Magnesio + 2
Na Sodio + 1 Ca Calcio + 2
K Potasio + 1 Sr Estroncio + 2
Rb Rubidio + 1 Ba Bario + 2
Cs Cesio + 1 Ra Radio + 2
Fr Francio + 1
FAMILIA 3 o GRUPO 3 FAMILIA 4 o GRUPO 4
B Boro + 3 C Carbono ± 2,4
Al Aluminio + 3 Si Silicio ± 2,4
Ga Galio + 3 Ge Germanio ± 2,4
In Indio + 3 Sn Estaño + 2,4
Tl Talio + 3 Pb Plomo + 2,4
FAMILIA 5 o GRUPO 5 FAMILIA 6 o GRUPO 6 ( Anfígenos u Anfotéricos )
N Nitrógeno ± 2,3,4,5 0 Oxigeno − 2, − l
P Fósforo ± 3,5 S Azufre ± 2,4,6
As Arsénico ± 3,5 Se Selenio ± 2,4,6
Sb Antimonio ± 3,5 Te Telurio ± 2,4,6
Bi Bismuto ± 3,5 Po Polonio ± 2,4,6
FAMILIA 7 o GRUPO 7 ( Halógenos ) FAMILIA 8 o GRUPO 8 ( Metales de transición )
F Fluor −1 Fe Hierro + 2,3
Cl Cloro ± 1,3,5,7 Co Cobalto + 2,3
Br Bromo ± 1,3,5,7 Ni Níquel + 2,3
3
I lodo ± 1,3,5,7 Pd Paladio + 2,4
At Astato ± 1.3,5,7 Pt Platino + 2,4
GASES NOBLES o INERTES SUB − GRUPO I SUB − GRUPO 2
He Helio Cu Cobre + 1,2 Zn Cinc + 2
Ne Neon Ag Plata + 1 Cd Cadmio + 2
Ar Argon Au Oro + 1,3 Hg Mercurio + 1,2
Kr Kripton
Xe Xenon SUB − GRUPO 6 SUB − GRUPO 7
Rn Radon Cr Cromo + 2,3,6 Mn Manganeso + 2,3,4,6,7
Mo Molibdeno + 2,3,4,5,6
LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA
• Ley de la conservación de la materia o ley de Lavoisier
♦ La materia ni se crea ni se destruye solo se transforma
♦ En cualquier reacción química la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa
total de los productos.
• Ley de las proporciones definidas o de la composición constante o ley de Proust
♦ Un compuesto químico puro, siempre contiene los mismos elementos combinados en la
misma proporción de peso.
• Ley de las proporciones múltiples ( Dalton )
♦ Las cantidades del mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro elemento,
para formar en cada caso un compuesto distinto, están entre sí en una relación de números
enteros sencillos.
• Definición de mol ( Avogadro )
LEYES DE LOS GASES
• Ley de Boyle
♦ A temperatura constante, el volumen de una mas fija de un gas es inversamente proporcional
a la presión aplicada al gas. Po.Vo = Pf .Vf
• Ley de Charles
♦ A presión constante el volumen de una masa fija de un gas es directamente proporcional a la
temperatura absoluta.
• Principio de Avogadro:
♦ Bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de los gases
contienen un numero igual de moléculas.
♦ Ecuación de estado de los gases ideales
◊ P.V= n. R. T donde R = 0,082 L . atm / ° K . mol
• Ley de las presiones parciales o ley de Dalton:
♦ La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los
gases que constituyen la mezcla. P ttal = Pa + Pb + Pc+ + Pn
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• Ley combinada
♦ P1 . V1. To = Po . Vo . T1
ENLACE QUÍMICO
Las uniones entre los átomos para formar compuestos, se denominan enlaces químicos.
Existen diferentes tipos de enlaces químicos. El enlace iónico, el enlace covalente y el enlace metálico.
El enlace iónico se produce entre elementos metálicos y no metálicos. En el enlace iónico, un átomo se
deshace de un electrón y lo da a otro átomo. Los iones positivos y negativos se unen por fuerzas
electrostáticas, formando las redes cristalinas iónicas. El elemento metálico cede electrones al no metálico. De
esta manera, el elemento metálico queda con carga positiva ( Catión), y el no metálico con carga negativa (
Anión ) .
En el enlace covalente, dos átomos comparten un par de electrones.
Existen dos tipos de enlace covalente:
− El enlace covalente simple, doble o triple. Este enlace se produce cuando cada átomo aporta uno de los
electrones que se comparten.
− El enlace covalente dativo. El enlace covalente dativo se produce cuando el par de electrones compartido lo
aporta uno solo de los átomos.
Enlace metálico: este enlace se produce entre átomos de elementos metálicos. Los electrones de las últimas
capas forman una nube alrededor de los núcleos atómicos. Los metales son buenos conductores de la
electricidad, ya que la nube electrónica puede desplazarse libremente con facilidad, produciéndose una
corriente eléctrica.
LA REACCIÓN QUÍMICA.
Podemos definir una reacción química como un proceso en el que se producen cambios en la naturaleza de las
sustancias. En toda reacción química, tiene lugar la transformación de una o varias sustancias iniciales,
llamadas reactivos, en otras sustancias diferentes, que se denominan productos de la reacción.
Las condiciones para que se produzca una reacción química pueden ser muy variadas. En algunos casos basta
con mezclar dos sustancias químicas para que espontáneamente se produzca una transformación.
En el caso de la combustión, no basta con mezclar los reactivos, sino que es necesario aportar inicialmente
cierta cantidad de energía, una llama o una chispa eléctrica, para iniciar la reacción.
En otros casos puede ser necesario calentar la mezcla de los reactivos durante todo el proceso. Por otra parte,
una reacción puede producirse casi instantáneamente, o bien muy lentamente.
• Las reacciones químicas mas comunes son:
Combinación A + B AB
Descomposición AB A + B
Doble descomposición AB + CD AD + CB
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Desplazamiento A + BC AC + B
• Reacciones de transferencia de electrones
En las condiciones habituales de la atmósfera terrestre, son muy frecuentes las llamadas "oxidaciones", por las
que un metal se combina con el oxígeno dando el óxido correspondiente. Por ejemplo :
4 Fe + 3 O2 2 Fe 2O3 => 2 (2 Fe 3+ · 3 O 2−)
En éstas y otras muchas oxidaciones, se observa una ganancia de oxígeno por parte del metal. La diferencia
entre antes y después de la reacción es que al principio el metal se encuentra en estado elemental, con carga
eléctrica neutra, y después se encuentra "oxidado" y, aparentemente al menos, con una carga eléctrica de +n
(por átomo).
Por esta razón, el concepto de oxidación es más amplio que la mera combinación con el oxígeno. Por ejemplo,
el hierro puede experimentar una transformación en su carga electrónica semejante a la expuesta antes, en la
reacción:
2 Fe + 3 Cl 2 2 FeCl3 => 2 (Fe 3+ · 3 Cl 1−)
Como se observa, en las reacciones de oxidación hay una transferencia electrónica de una especie química a
otra. En los ejemplos, es el hierro quien transfiere electrones al oxígeno y al cloro, respectivamente.
Pues bien, todas aquellas reacciones químicas donde haya transferencia de electrones reciben el nombre de
reacciones de oxidación−reducción, reacciones redox o equilibrio redox.
• Ajuste de ecuaciones de reacción
La ecuación de una reacción indica también la proporción de las sustancias que reaccionan y la de los
productos. Para ello, se coloca delante de la fórmula de cada sustancia un número o "coeficiente de la
ecuación".
La ecuación escrita de esta manera indica que, en esta reacción, por cada dos moléculas de butano que
reaccionan, son necesarias trece moléculas de oxígeno y se producen ocho moléculas de CO2 y diez de agua.
El butano se combina con el oxígeno. Al reaccionar los dos productos, obtenemos dióxido de carbono y agua.
Esta reacción viene determinada por la ecuación:
C4 H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O (g)
Sin embargo, esta reacción debe ajustarse, ya que no es lógico que de dos átomos de oxígeno obtengamos 3, o
de que de 10 átomos de hidrógeno, sólo obtendremos 2 y desaparezcan los 8 restantes. La ecuación ajustada es
ésta:
2C4 H10(g) + 13 O 2(g) 8CO2(g) + 10H2O(g)
• Concepto de oxidación
Se define la oxidación como un proceso químico en el que hay ganancia de oxígeno por parte de un
compuesto.
Por ejemplo, el hierro se combina con el oxígeno y forma un nuevo compuesto llamado óxido de hierro. Se
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dice que el hierro se ha oxidado.
Pero, en general, una oxidación es una transformación química en la cual una especie química pierde
electrones.
Si nos fijamos en la reacción de oxidación del hierro, veremos que el óxido de hierro es un compuesto iónico.
Por cada ion Fe 2+ hay un ion O 2−.
Al formarse el óxido de hierro, el hierro ha perdido 4 electrones, que han sido captados por el oxígeno.
• Concepto de reducción
Tradicionalmente se define la reducción como un proceso químico en el que hay pérdida de oxígeno por parte
de un compuesto. La reducción es un proceso inverso a la oxidación.
Por ejemplo, si calentamos óxido de mercurio, obtenemos mercurio metal, y se desprende el oxígeno.
Pero, en general, se define reducción como una transformación química en la que una especie química gana
electrones.
El óxido de mercurio es un compuesto iónico. Al descomponerlo, hay una transferencia de 4 electrones del
ion O 2− al ion Hg +.
• Reacciones de oxidación−reducción: reacciones redox
Cuando una especie química se oxida, hay otra que simultáneamente se reduce.
No es posible una oxidación sin que, simultáneamente, se produzca una reducción.
Por esto, este tipo de reacciones se llaman reacciones de oxidación−reducción o, abreviadamente, reacciones
redox.
Toda especie química que experimenta una oxidación es un reductor.
Toda especie química que experimenta una reducción es un oxidante.
• Número de oxidación de un elemento en un compuesto
El número de oxidación de un elemento en un compuesto es el valor de la electrovalencia de dicho elemento.
Por ejemplo, en el cloruro de bario, el número de oxidación del cloro es 1−, y el del bario 2+.
BaCl2 Ba 2+ y C l−
Para determinar el número de oxidación, o número de valencia, de un elemento en un compuesto, es
conveniente seguir las siguientes reglas prácticas:
a) A un elemento en estado libre debe asignársele el número de oxidación cero.
b) El oxígeno tiene número de oxidación −2 en todas su combinaciones, a excepción de los peróxidos, en los
que el oxígeno tiene −1 de número de oxidación.
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c) El hidrógeno tiene número de oxidación +1, a excepción de los hidruros, en los que su número de oxidación
es −1.
d) Los elementos metálicos tienen el número de oxidación de su electrovalencia.
Por ejemplo, el número de oxidación del litio (Li) es +1.
e) En un compuesto químico, la suma de cada numero de oxidación por el número de átomos del elemento es
nula.
• Ajuste de las reacciones redox
Las reacciones redox son difíciles de ajustar por simple tanteo. Para facilitar su ajuste, es conveniente seguir
los pasos siguientes:
a) Determinar aquellos elementos que cambian de número de oxidación.
b) Establecer el número de electrones que ha supuesto el cambio producido en el número de oxidación, tanto
para el elemento que se ha oxidado como para el que se ha reducido.
c) Igualar el número de electrones que se han aceptado con el número de electrones que han cedido en la
reducción y en la oxidación.
d) Sumar las reacciones parciales.
e) Aplicar los coeficientes obtenidos a la ecuación global.
f) Finalizar el ajuste de la ecuación química por tanteo.
ESTRUCTURA ATÓMICA
Después de que Dalton presentara su teoría atómica, los químicos siguieron aceptando durante mucho tiempo
como una característica fundamental de los átomos su indivisibilidad. Sin embargo, a partir de finales del
siglo XIX, una serie de descubrimientos acabaron por convencerles de que la suposición que hizo Dalton no
era cierta.
Algunas experiencias en el campo de los fenómenos eléctricos y, sobre todo, el descubrimiento y estudio de la
radiactividad, demostraron que existían partículas más pequeñas que los átomos, las partículas subatómicas,
que formaban parte de los átomos de cualquier elemento. La idea de un átomo compacto e indivisible tuvo
que ser sustituida por la de un átomo formado por una agrupación de varias de estas partículas subátomicas.
El conocimiento de la estructura interna de los átomos, es decir, del tipo de partículas que los componen y de
cómo están distribuidas dentro del átomo, permitió a los químicos comprender mejor muchas de las
propiedades de la materia, y constituye la base de la Química actual.
La disposición de las partículas que componen un átomo es muy semejante a la de los planetas girando en
torno al Sol.
Esto es una muestra de un fenómeno sorprendente que ocurre con frecuencia en la naturaleza. Un mismo
esquema de organización se repite a diferentes niveles de tamaño o de complejidad.
• Partículas que forman el átomo
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En el átomo podemos distinguir dos partes:
− Núcleo y Corteza
En el núcleo se concentra la mayor parte de la masa del átomo. En el núcleo encontramos dos clases de
partículas:
− Protones: son partículas de carga positiva y los Neutrones: son partículas sin carga eléctrica .
En la corteza encontramos los electrones, que tienen carga negativa y poseen una masa pequeñísima, si la
comparamos con la masa del protón o del neutrón.
• Número atómico
Los átomos son eléctricamente neutros. Por este motivo, un átomo tiene el mismo número de protones que de
electrones.
Un elemento químico está determinado por el número de protones que contienen sus átomos.
Así, por ejemplo, el oro se diferencia del plomo en el número de protones que contienen sus núcleos.
− Oro: 79 protones
− Plomo: 82 protones
Esta pequeña diferencia de 3 protones en el núcleo determina las diferencias tan grandes que existen entre
ambos metales.
El número de protones de un elemento recibe el nombre de número atómico. No hay dos elementos diferentes
que tengan el mismo número atómico.
El número atómico se indica en la esquina inferior izquierda del símbolo químico.
• Masa atómica
En el núcleo se concentra prácticamente toda la masa del átomo. La masa de los electrones es tan pequeña que
podemos despreciarla. En el núcleo encontramos protones y neutrones. La suma de los protones y neutrones
del núcleo nos da la masa atómica del átomo.
El átomo de carbono tiene 6 protones y 6 neutrones en su núcleo. Su masa atómica es 12.
El átomo de hidrógeno tiene 1 protón en el núcleo. Su masa atómica es 1.
La masa atómica se indica en la esquina superior izquierda del símbolo del elemento.
• Isótopos
Hemos dicho que lo que caracteriza a un elemento químico es el número de protones que tiene en su núcleo.
Así, todos los átomos que tienen 79 protones son de oro y los que tienen 6 protones son de carbono.Sin
embargo, el número de neutrones no siempre es constante para un mismo elemento.
Por ejemplo, el átomo de carbono tiene 6 protones y 6 neutrones en su núcleo, y su masa atómica es 12. Pero
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podemos encontrar átomos de carbono que tienen 6 protones y 8 neutrones en su núcleo, y que, por tanto, su
masa atómica es 14.
Los dos átomos son de carbono y sólo se diferencian en el número de neutrones.
Los átomos del mismo elemento que tienen diferente número de neutrones reciben el nombre de isótopos.
• Iones
Un elemento químico está caracterizado por el número de protones de su núcleo.
Los protones tienen carga eléctrica positiva. Esta carga eléctrica es neutralizada por los electrones, de carga
negativa, que giran alrededor del átomo.
Un átomo tiene el mismo número de protones que de electrones, y es, por tanto, eléctricamente neutro.
En ocasiones puede ocurrir que un átomo pierda un electrón o lo gane. Cuando esto ocurre, el átomo queda
cargado eléctricamente. Un ion es un átomo que ha perdido o ganado electrones y que, por este motivo, no es
eléctricamente neutro.
• Partículas que componen los átomos
Los átomos de cualquier elemento químico están formados fundamentalmente, por sólo tres tipos de
partículas, que se diferencian por su masa y carga eléctrica. Estas partículas son los electrones, los protones y
los neutrones.
• El electrón
El electrón es una partícula con carga eléctrica negativa, cuyo valor es de 1,6 · 10−19 culombios
Su masa, mucho más pequeña que la de las otras partículas, es unas 1.800 veces más pequeña que la del
átomo más ligero, el hidrógeno.
• El protón
El protón posee carga eléctrica positiva, de idéntico valor a la del electrón. Su masa es prácticamente igual a
la del átomo de hidrógeno.
• El neutrón
Finalmente, el neutrón es una partícula de masa semejante a la del protón y, a diferencia de los otros dos tipos
de partículas, no posee carga eléctrica.
• El átomo: unidad mínima
Los átomos del centenar de elementos químicos que al combinarse dan lugar a la enorme diversidad de
sustancias existentes, son, pues, diferentes agrupaciones de solamente estos tres tipos de partículas. De todas
formas, el concepto de átomo, como unidad mínima de un elemento químico, continúa siendo vigente.
Aunque un átomo de oxígeno, por ejemplo, pueda dividirse en partículas más pequeñas, estas partículas no
son ya oxígeno, puesto que son idénticas a las que forman cualquier otro elemento .
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El concepto de átomo de Dalton es, pues, válido en el sentido de que la partícula más pequeña que continúa
teniendo las propiedades del elemento es el átomo.
• El núcleo
Los protones y neutrones forman un núcleo compacto, que tiene, por tanto, carga positiva.
Como los protones poseen carga eléctrica, existe entre ellos una fuerza de repulsión eléctrica que tiende a
separarlos .
Para explicar que las partículas que forman el núcleo se mantienen unidas, se admite actualmente la existencia
de una fuerza de atracción entre ellas, de naturaleza diferente a las fuerzas eléctricas o gravitatorias, y mucho
más intensa que éstas.
• La corteza
Alrededor del núcleo atómico los electrones forman lo que se llama la corteza o envoltura del átomo. Como
los electrones tienen carga eléctrica negativa, son atraídos por la carga del núcleo. Para explicar que no caigan
sobre éste, se acepta que los electrones se mueven a gran velocidad girando en torno al núcleo.
De esta forma, podemos imaginarnos el átomo como una especie de sistema planetario en miniatura.
MODELOS ATÓMICOS
• Experimento de Thomson
Thomson estudió los rayos catódicos. Hizo pasar los rayos catódicos entre las placas de un condensador,
sometiéndolos así a la acción de un campo eléctrico.
Thomson observó que los rayos se desviaban hacia la placa positiva del condensador, demostrando así que
consistían en partículas con masa y con carga eléctrica negativa. Estas partículas son los electrones.
Además, variando el valor del campo eléctrico y midiendo las desviaciones que sufrían las partículas,
Thomson pudo medir el cociente entre la masa y la carga del electrón, aunque no ambas por separado.
• Primeros modelos del átomo
A raíz de los descubrimientos que hemos explicado, se sugirió la posibilidad de que los átomos estuvieran
formados por partículas con carga negativa, los electrones, y de partículas idénticas, pero con carga positiva,
los protones, que contrarrestaran la carga, pues los átomos son eléctricamente neutros.Sin embargo, existía
una dificultad para admitir esta idea de los átomos.
En todos los experimentos se observaban siempre electrones, pero nunca se habían observado partículas con
carga positiva.
Para explicar esto, Thomson propuso la idea de que la carga positiva no consistía en partículas, sino que se
encontraba distribuida por todo el átomo. El modelo del átomo propuesto por Thomson consistía en una esfera
compacta con carga positiva, con los electrones incrustados en ella, como las pasas en un pastel.
• Experimentos de Thomson
En 1907, Thomson descubrió los "rayos positivos". Como los rayos catódicos tenían carga negativa y los
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rayos positivos viajaban en dirección contraria, parecía lógico que estuvieran compuestos de partículas con
carga positiva
Estudiando cómo se desviaban debido a campos eléctricos, de forma idéntica a como se había estudiado los
rayos catódicos, se comprobó que, efectivamente, era cierto. Además, se comprobó que así como los
electrones eran siempre idénticos, las partículas de los rayos positivos tenían diferente masa según el gas que
hubiera en el tubo. Esta masa era prácticamente igual a la de los átomos de gas.
La explicación del fenómeno es la siguiente. Cuando se somete los átomos del gas que se encuentran en el
tubo a la acción de un campo eléctrico (cuando se establece una diferencia de potencial entre los electrodos),
aquéllos pierden algunos de sus electrones, que al ser atraídos por el ánodo generan los rayos catódicos . La
parte restante de cada átomo, a la que le faltan algunos electrones, tiene entonces carga positiva,
constituyendo lo que se llama un ion. Estos iones con carga positiva, al ser atraídos por el cátodo (polo
negativo) se trasladan hacia él y forman los rayos positivos.
• El protón de Rutherford
En 1914, el físico neozelandés Ernest Rutherford sugirió que esta partícula, cuya carga era idéntica a la del
electrón, fuera aceptada como la unidad mínima con carga positiva, como el electrón lo es de la negativa,
proponiendo en 1920 el nombre de protón para esta partícula.
• El descubrimiento del núcleo
El modelo atómico propuesto por Thomson tuvo que ser pronto desechado, como consecuencia de unas
experiencias realizadas por Rutherford y sus colaboradores Geiger y Marsden, que condujeron al
descubrimiento del núcleo atómico.
• Experiencia de Rutherford
Estas experiencias consistían en bombardear láminas delgadas de metal, utilizando a modo de proyectiles un
tipo de partículas subatómicas denominadas partículas a (alfa), procedentes de una sustancia radiactiva.
En la época en la que Rutherford realizó estas experiencias se sabía que estas partículas tenían una carga
positiva doble que la del protón y una masa aproximadamente cuatro veces superior a la de éste. Hoy sabemos
que las partículas a consisten en una agrupación de dos protones y dos neutrones, lo que es equivalente a un
núcleo del átomo de helio.
Puedes ver el esquema de uno de estos experimentos. Se hace incidir un haz de partículas sobre una fina
lámina de oro. Para observar la trayectoria que siguen las partículas al chocar con la lámina se colocan
pantallas pintadas con sulfuro de cinc, sustancia que cuando recibe el impacto de una partícula emite un
destello de luz. La intensidad de los destellos permite además apreciar la frecuencia de los impactos de las
partículas a sobre la pantalla.
Lo que observaron Rutherford y sus ayudantes fue que la mayoría de las partículas atravesaba la lámina sin
desviarse prácticamente. Otras se desviaban con ángulos más o menos grandes, y algunas, muy pocas,
rebotaban y retrocedían.
• Modelo átomico de Rutherford
De acuerdo con esto, en 1911 Rutherford propuso que el átomo debía constar de un núcleo formado por las
partículas con carga positiva, los protones, alrededor del cual los electrones estaban distribuidos en un
volumen mucho mayor que el del propio núcleo.
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De esta forma, la mayor parte de las partículas a que incidían sobre la placa podían atravesarla sin desviarse,
pues no encontraban ninguna oposición a su paso. Una fracción de partículas pasaba relativamente cerca de
algún núcleo, siendo desviadas por la fuerza de repulsión eléctrica, y solamente algunas rebotaban al chocar
directamente con un núcleo.
A partir de estas experiencias, fue posible también determinar el tamaño del núcleo y obtener valores
aproximados de las cargas eléctricas de los núcleos de diferentes átomos.
Más tarde, el propio Rutherford sugirió que en el núcleo atómico debía haber también otras partículas con
masa, pero eléctricamente neutras. Estas partículas, los neutrones, fueron detectadas por primera vez en 1932,
por el físico inglés J. Chardwick (1891−1974).
• La corteza electrónica
Después del descubrimiento del núcleo atómico, uno de los problemas fundamentales al que dedicaron su
atención los científicos, fue averiguar de qué manera están distribuidos los electrones que forman la envoltura
del átomo.
El paso decisivo en el estudio de la corteza atómica lo dio el físico danés Niels Bohr, quien, en 1913, presentó
un modelo detallado de la corteza, que en líneas generales es el admitido actualmente.
Posteriormente, este modelo fue perfeccionado por los trabajos de otros físicos, entre los que destacan el
alemán Arnold Sommerfeld, el austríaco−americano Wolfgang Pauli y el austríaco Erwin Schrödinger.
• Configuración electrónica
Hemos comparado el átomo con un sistema planetario en el que los electrones, girando en torno al núcleo,
vendrían a ser como los planetas girando alrededor de un sol. ¿Hasta qué punto es válida esta comparación?
En el sistema solar cada planeta gira alrededor del Sol, siguiendo un órbita definida y distanciada de éste.
Aunque existe cierta semejanza con este modelo, en el átomo el movimiento de los electrones es en realidad
bastante más complejo.
Los electrones que forman la corteza de un átomo están de algún modo agrupados en una serie de capas. Para
hacernos una primera idea, podríamos imaginar los electrones colocados en torno al núcleo en diferentes
esferas concéntricas, algo sí como las capas de una cebolla.
Estas capas se designan con las letras K, L, M, N, O, P, Q o bien mediante un número n = 1, 2, 3... En cada
una de ellas pueden existir como máximo un número determinado de electrones.
Así, por ejemplo, la capa K, la más cercana al núcleo, puede contener como máximo 2 electrones, la capa L=
8, la capa M= 18, etc. El número másico de electrones en cada capa puede calcularse a partir del número n,
asignado a cada una, mediante la fórmula 2n2. Por ejemplo, la capa L, en que el valor de n es 2, puede
contener un máximo de 8 electrones.
Los átomos de un elemento dado poseen todos un número atómico idéntico y, por tanto, un número fijo de
electrones. Estos están distribuidos en las diferentes capas de la corteza, empezando por la capa más próxima
al núcleo y siguiendo hacia el exterior. La forma en que están distribuidos los electrones en las diferentes
capas es lo que se llama "configuración electrónica" de un átomo.
La forma más clara para entender esto consiste en representar la configuración electrónica de los átomos
dibujando las diferentes capas como círculos concéntricos en torno al núcleo y colocando en cada una de ellas
los electrones que contienen.
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Estructura del átomo de hidrógeno. El único electrón está situado en la capa K, la más interna.
Configuración electrónica del átomo de oxígeno. El oxigeno posee 8 electrones en su corteza. Solamente dos
electrones se encuentran en la capa K, ya que éste es el número máximo de electrones que puede contener esta
capa. Se dice entonces que la capa K está "completa". Los restantes 6 electrones se encuentran en la capa
siguiente, la capa L. Como en esta capa caben 8 electrones, en este caso hablaremos de capa "incompleta".
Los once electrones del átomo de sodio están distribuidos de la siguiente forma. Las dos primeras capas están
completas, conteniendo 2 y 8 electrones, respectivamente. El electrón restante está en la capa M, que está
incompleta.
• Orbítales
De acuerdo con esto, el movimiento de los electrones en torno al núcleo se describe actualmente mediante lo
que se llaman "orbítales". Un orbital es una figura geométrica espacial que encierra un volumen esférico en el
que hay un 99% de probabilidades de que se encuentre el electrón.
• Orbítales de la primera capa
Aunque no es posible conocer cuál es el recorrido seguido por los electrones, sí puede conocerse el tamaño y
la forma de los orbítales en que se mueven. Estos dependen del nivel energético en que se encuentre un
determinado electrón.
En el átomo de hidrógeno, por ejemplo, el electrón situado en la capa K ocupa un orbital esférico.
En el helio, que contiene dos electrones, ambos ocupan un único orbital, que tiene también forma esférica,
pero un tamaño mayor al del caso del hidrógeno.
• Spin del electrón
Además del movimiento alrededor del núcleo, los electrones tienen también un movimiento de rotación sobre
sí mismos, exactamente igual a como ocurre con la Tierra en su giro alrededor del Sol.
Este movimiento, denominado de "spin", puede ser en sentido horario, o antihorario. Dos electrones que se
encuentren en un mismo orbital poseen siempre un movimiento de spin contrario.
UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
• Unidades Físicas: % m/m; % m/v; % v/v; % v/m
Solución (Sción) = Soluto (Sto) + Solvente (Ste)
• Unidades Químicas:
Molaridad: # de moles de soluto por litro de solución.
Normalidad: # de equivalentes de soluto por litro de solución.
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Fracción Molar: Moles de soluto entre moles totales.
Molalidad: # de moles de soluto por Kg. de solvente.
VELOCIDAD DE REACCION
• Factores que afectan la velocidad de una reacción:
♦ Naturaleza de la sustancias reaccionantes
♦ Concentración
♦ Grado de subdivisión de los reaccionantes
♦ Catalizadores o Inhibidores.
EQUILIBRIO QUÍMICO
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES
• Descenso en la presión de vapor: Po − P = Po . X Sto
• Aumento del punto de ebullición: "T = Ke . m
Donde "T es la variación de la temperatura; Ke es la constante ebulloscopica y m es la molalidad.
• Disminución del punto de congelación : "T = Kc . m
Donde "T es la variación de la temperatura; Kc es la constante crioscópica y m es la molalidad.
• Aumento en la presión osmótica: . V = n . R. T
Donde es la presión osmótica; V es el volumen de la solución; n es el número de moles de soluto;
R es la constante de los gases y T la temperatura.
EQUILIBRIO IONICO
El pH es el grado de acidez o alcalinidad de una solución.
pH = − Log [ H+ ] y pOH = − Log [ OH− ] => pH + pOH = 14
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Volumen de 22,4 L en C.N.
6,02 .10 23 átomos o moléculas
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Masa atómica o molecular
1 mol
pC + qD
nA + mB
Acido Neutro Básico
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
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