Descubrimiento y Estructura del Átomo: De Lavoisier a Rutherford
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Leyes Fundamentales de la Química: Las Leyes Ponderales
Ley de la Conservación de la Masa
Antoine Lavoisier, en 1785, a partir de experiencias semejantes, enunció la primera ley ponderal:
La masa total de las sustancias que intervienen en una transformación química permanece constante.
Ley de las Proporciones Definidas
Joseph Proust, en 1799, basándose en experiencias similares, enunció la segunda ley ponderal:
Siempre que dos elementos se combinan para originar un compuesto determinado, lo hacen en una relación de masas constante.
Evolución de los Modelos Atómicos
Modelo Atómico de Dalton (1808)
Hipótesis:
- La materia está formada por partículas muy pequeñas, esféricas e indivisibles.
Aclaración y Limitaciones del Modelo
No es del todo cierto, porque el átomo a su vez está formado por partículas subatómicas, entre las cuales están protones, electrones y neutrones.
- Los átomos de un mismo elemento químico son idénticos: tienen iguales tamaño, masa y propiedades.
Aclaración y Limitaciones del Modelo
No es del todo cierto, porque existen los isótopos, que son átomos del mismo elemento que se diferencian en el número másico, es decir, en el número de neutrones.
- Los átomos de un elemento químico tienen masas y propiedades diferentes a las de los átomos de otros elementos.
Aclaración
No tiene aclaración.
- Los átomos de diferentes elementos se pueden combinar en proporción fija y sencilla para formar compuestos químicos.
Aclaración y Limitaciones del Modelo
No siempre la proporción tiene que ser 1:1 (ej. compuestos complejos).
- En las reacciones químicas, los átomos de dos elementos se combinan entre sí para formar nuevas agrupaciones atómicas. Los átomos no se destruyen ni se transforman en otros átomos, solo se recombinan.
Aclaración y Limitaciones del Modelo
Solo en las reacciones nucleares se rompe el átomo o se transforma en otro elemento.
Modelo Atómico de Thomson (1904)
El físico Joseph John Thomson demostró en 1904 que las partículas con carga eléctrica negativa (electrones) forman parte de todos los átomos.
Características principales (Modelo del "Pudín de Pasas"):
- Los átomos se comportan como pequeñas masas esféricas con carga positiva dentro de las cuales se encuentran electrones negativos en posiciones fijas.
- Para explicar por qué la carga del átomo es neutra, Thomson propuso que debía haber carga positiva dentro del átomo, para compensar la carga de los electrones negativos.
Modelo Atómico de Rutherford (1911)
En 1911, Ernest Rutherford, antiguo ayudante de Thomson, publicó los resultados de un experimento en el que estudiaba el interior de los átomos (Experimento de la lámina de oro).
El Experimento de la Lámina de Oro
Rutherford lanzó partículas con carga positiva desde una sustancia radiactiva contenida en una cámara de plomo. Colocó en la trayectoria de las partículas una lámina muy fina de oro, rodeada de una pantalla, para detectar las partículas cuando atravesaran la lámina.
Resultados:
- Como esperaba, la mayoría de las partículas positivas atravesaron la lámina de oro.
- Sorprendentemente, algunas partículas se desviaron.
- Un pequeño porcentaje de ellas incluso rebotó.
Conceptos Fundamentales de la Estructura Atómica
Notación Atómica
- Número Atómico (Z): Representa el número de protones en el núcleo.
- Número Másico (A): Representa la suma de protones y neutrones en el núcleo.
Unidad de Masa Atómica (u)
La unidad de masa atómica se define como:
1u = 1,660539040 · 10-27 kg
Capacidad Máxima de Electrones por Orbital
La capacidad máxima de electrones en los subniveles de energía es:
- Orbital s: 2 electrones como máximo
- Orbital p: 6 electrones como máximo
- Orbital d: 10 electrones como máximo
- Orbital f: 14 electrones como máximo