Leyes de los Gases y Modelos Atómicos en la Química

Leyes de los Gases y de la Conservación

Ley de Gay-Lussac

El químico inglés Boyle estudió el comportamiento del aire cuando era sometido a presión, descubriendo la ley que lleva su nombre. Estudios posteriores extendieron esta ley a todos los gases y se comprobó que, sin importar la naturaleza del gas en cuestión, el comportamiento era similar.

Gay-Lussac, químico francés, estudió el comportamiento de los gases cuando se cambiaba su temperatura. De esta forma enunció las leyes de los gases que llevan su nombre, dos leyes sobre la dilatación de los gases. Estos estudios le llevaron, posteriormente, a investigar las reacciones químicas entre sustancias gaseosas, descubriendo la ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac:

Cuando se produce una reacción química entre sustancias gaseosas, los volúmenes de las sustancias que intervienen, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, mantienen una proporción de números naturales sencillos.

Ley de Lavoisier

Cuando Lavoisier estudió la combustión de la madera, empleó un recipiente cerrado herméticamente y comprobó que la masa antes y después de la combustión no variaba. Lo mismo ocurre en cualquier otra reacción química: aunque parezca que las cosas desaparecen, la masa no cambia y es la misma antes y después de la transformación.

En el caso de la madera, se produce la reacción de la celulosa que compone la madera con el oxígeno del aire, produciendo, sobre todo, dióxido de carbono y agua, ambos en estado gaseoso, por lo que parece que la madera ha desaparecido casi por completo.

Gracias a estos y otros experimentos, Lavoisier enunció la ley que lleva su nombre o ley de conservación de la masa:

En una reacción química, la masa ni se crea ni se destruye, solo se transforma.

Espectros Atómicos y de Absorción

Espectros Atómicos

Que al calentarse los elementos químicos emiten luz de distinto color era algo conocido por los fabricantes de fuegos artificiales, que mezclando con la pólvora diferentes compuestos obtenían explosiones de diverso color. El químico alemán Bunsen aplicó esta propiedad y demostró que el estudio de la llama de un compuesto químico podía ayudar a determinar su composición.

A mitad del siglo XIX, con la colaboración del físico Kirchhoff, Bunsen descubrió los espectros atómicos. Cuando se calienta un elemento químico, emite un haz luminoso, pero de diferente propiedad a la luz solar. La luz del sol es blanca y al descomponerse al hacerla pasar a través de un prisma se obtiene un espectro continuo de colores, similar a un arco iris.

Al hacer pasar la luz emitida por un elemento a través de un prisma no se obtiene un espectro luminoso continuo, sino una serie de bandas de color sobre un fondo negro. El espectro de emisión de un elemento es característico: ningún otro elemento presenta las mismas bandas coloradas y, además, es independiente del compuesto que forme. El sodio siempre presenta el mismo espectro, sin importar si está como cloruro, sulfato u óxido.

La importancia de los espectros atómicos en el análisis químico fue rápidamente aceptada y gracias a ellos se descubrió en el sol el helio, antes incluso de su detección en la Tierra.

Espectros de Absorción

Si se hace pasar un rayo de luz blanca a través de los vapores de un elemento se obtiene un espectro de absorción. Al descomponer la luz blanca aparecen una serie de bandas oscuras, justamente en los lugares en los que el elemento atravesado emitía la luz en su espectro de emisión.

Puesto que el espectro de emisión y el de absorción coinciden y no dependen del compuesto estudiado, sino del elemento, parece claro que los espectros atómicos están relacionados con los átomos, que deben tener una estructura interna que dé cuenta de ambos tipos de espectros.

Modelos Atómicos

Modelos de Thomson y Rutherford

Thomson, descubridor del electrón, propuso una estructura atómica similar a un pastel con pasas. El átomo era una esfera esponjosa con carga positiva en la que se incrustaban los electrones, tantos como fueran necesarios para compensar su carga y que el átomo resultara eléctricamente neutro.

Para poner a prueba este modelo, Rutherford realizó una serie de experiencias en las que bombardeaba una lámina muy delgada de oro con partículas $\alpha$ (partículas radiactivas de carga positiva). Si el modelo atómico de Thomson se correspondía con la realidad, las partículas $\alpha$ atravesarían los átomos sin alterar su trayectoria.

Aunque pocas, Rutherford observó que, si bien la mayoría de las partículas $\alpha$ atravesaban la lámina como predecía la teoría, algunas prácticamente rebrotaban y salían hacia atrás. Según las palabras del propio Rutherford: «Es tan sorprendente como si al disparar balas de 15 pulgadas contra una hoja de papel, algunas rebotasen».

Para explicar esta experiencia, Rutherford propuso su modelo atómico, en el cual el átomo es prácticamente un espacio vacío en cuyo centro se encuentra un núcleo, que tiene casi toda la masa del átomo y carga positiva. Alrededor del núcleo giran los electrones, de forma que el átomo en conjunto sea neutro.

Modelo de Bohr

El modelo atómico de Rutherford resultaba incompleto, ya que no explicaba las líneas de los espectros atómicos y, además, era inestable: un electrón que siguiera una órbita circular emitiría energía y acabaría cayendo en el núcleo. El físico danés Bohr propuso un nuevo modelo atómico basado en 4 postulados, entre los que se encontraba la estabilidad de las órbitas:

• El átomo está formado por un núcleo, con carga positiva y que contiene la mayor parte de la masa del átomo, y una corteza en la que se mueven los electrones.
• Los electrones se mueven en órbitas circulares alrededor del núcleo.
• Solo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón sea múltiplo de la constante de Planck. En estas órbitas, el electrón ni emite ni absorbe energía.
• El paso de una órbita a otra supone la absorción o emisión de radiación. El átomo solo absorberá o emitirá la radiación justa para pasar de una órbita a otra.

El modelo atómico de Bohr permitió explicar el espectro atómico del hidrógeno, pero no era capaz de predecir los espectros atómicos de los restantes elementos de la tabla periódica, por lo que tuvo que ser abandonado a favor de la mecánica cuántica.

Números Cuánticos

En la actualidad, el modelo atómico se basa en la mecánica cuántica y el electrón está descrito por una ecuación llamada función de ondas. Esta función está definida por 4 números cuánticos: $n$, $l$, $m$ y $s$. Los 3 primeros describen la zona del espacio en la que se encuentra el electrón, que recibe el nombre de orbital.

• Número cuántico principal ($n$): Puede tomar cualquier número natural, salvo el cero: 1, 2, 3, 4... Indica el tamaño del orbital y su energía. Cuanto mayor sea, mayor será el orbital y mayor su energía.
• Número cuántico azimutal ($l$): Está relacionado con el momento angular del electrón y la forma del orbital.
• Número cuántico magnético ($m$): Está relacionado con la orientación espacial del orbital.