QUÍMICA GENERAL

La naturaleza de la luz ha sido estudiada desde hace muchos años por muchos científicos tan notables como Sir Isaac Newton y Max Planck. Ha sido interpretada de diversas maneras:

1. Como compuesta por corpúsculos que viajaban por el espacio en línea recta (Teoría Corpuscular de Newton, 1670).
2. Como ondas similares a las del sonido que requerían un medio para transportarse (Teoría Ondulatoria de Huygens, 1678).
3. Como ondas electromagnéticas al encontrar sus características similares a las ondas de radio (Teoría Electromagnética de Maxwell, 1860).
4. Como paquetes de energía llamados cuantos (Teoría Cuántica de Planck, 1900).
5. Finalmente, en 1924, Louis de Broglie unifica las teorías electromagnética y cuántica (que provienen de la ondulatoria y corpuscular) demostrando la doble naturaleza de la luz.

Radiación Electromagnética.  

Las cargas eléctricas estacionarias producen campos eléctricos, las cargas eléctricas en movimiento producen campos eléctricos y magnéticos. Los cambios cíclicos en estos campos producen radiación electromagnética de esta manera la radiación electromagnética consiste en una oscilación perpendicular de un campo eléctrico y magnético. La radiación electromagnética transporta energía de un punto a otro, esta radiación se mueve a la velocidad de la luz (siendo la luz un tipo de radiación electromagnética).

Fig. 1.  Radiación electromagnética. 

Las ondas de radiación electromagnética se componen de crestas y valles (convencionalmente las primeras hacia arriba y las segundas hacia abajo). La distancia entre dos crestas o valles se denomina longitud de onda (λ). La frecuencia de la onda esta determinada por las veces que ella corta la línea de base en la unidad de tiempo (casi siempre medida en segundos), esta frecuencia es tan importante que las propiedades de la radiación dependen de ella y esta dada en Hertz. La amplitud de onda esta definida por la distancia que separa el pico de la cresta o valle de la línea de base (A). La energía que transporta la onda es proporcional al cuadrado de la amplitud. La unidad de medida para expresar semejantes distancias tan pequeñas es el nanómetro (10 -9 metros).

Fig. 2.  Propiedades de una onda. 

Las ondas electromagnéticas se organizan en un patrón continuo de acuerdo a sus longitudes, al cual se le puede denominar como espectro electromagnético. Las ondas más largas (longitudes desde metros a kilómetros) se encuentran en un extremo (ondas de radio). Las mas cortas, en el otro extremo (longitudes de onda de una billonésima de metros) (ondas gamma).

Fig. 3.  El espectro electromagnético. 

Fuente: http://www.fcq.uach.mx/documentos/material_de_estudio/espectroscopia/ANTOLOGIA/lectura2.pdf -

Los números cuánticos son valores numéricos que indican las características de los electrones de los átomos, sobre la base de la teoría cuántica y la ecuación de Schrödinger, las cuales sustentan el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos. Los números atómicos más importantes son cuatro:

• Número Cuántico Principal (n ). Indica en qué nivel se encuentra el electrón, y el tamaño de la nube electrónica. Puede tomar valores enteros positivos a partir de 1.
• Número Cuántico Secundario, Azimutal o de Momento Angular (l ). Indica en qué subnivel se encuentra el electrón, y la forma de la nube electrónica. Toma valores desde 0 hasta (n - 1).
• l = 0    orbital "s"  (sharp)
• l = 1    orbital "p"  (principal)
• l = 2    orbital "d"  (diffuse)
• l = 3    orbital "f"   (fundamental)
• l = 4    orbital "g"
• l = 5    orbital "h"
• l = 6    orbital "i"

• Número Cuántico Magnético (m). Indica las orientaciones posibles de los orbitales magnéticos en el espacio, los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones. Toma valores desde -l hasta l, incluyendo cero.
• Número Cuántico de Spin (s). Indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital. Puede tomar valores de -1/2 ó 1/2.
  De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentra un electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.

Radiactividad

La radiactividad o radioactividad es un fenómeno físico natural por el cual algunos cuerpos o elementos químicos llamados radiactivos, emiten radiaciones que tienen la propiedad de impresionar placas fotográficas, ionizar gases, producir fluorescencia, atravesar cuerpos opacos a la luz ordinaria, etc. Las radiaciones emitidas pueden ser electromagnéticas en forma de rayos X o rayos gamma, o bien partículas, como pueden ser núcleos de helio, electrones o positrones, protones u otras. La radiactividad es una propiedad de los isótopos que son "inestables". Es aprovechada para la obtención de energía, usada en medicina (radioterapia) y en aplicaciones industriales (medidas de espesores y densidades entre otras).

Origen de la Radiactividad

En general son radiactivas las sustancias que no presentan un balance correcto entre protones o neutrones. Cuando el número de neutrones es excesivo o demasiado pequeño respecto al número de protones se hace más difícil que la fuerza nuclear pueda mantenerlos unidos. Eventualmente el desequilibrio se corrige mediante la liberación del exceso de neutrones o protones, en forma de partículas alfa que son realmente núcleos de helio, o partículas beta que pueden ser electrones o positrones.

La radiactividad puede ser natural (manifestada por los isótopos que se encuentran en la Naturaleza), o artificial (inducida), manifestada por los isótopos producidos en transformaciones artificiales.

Radiactividad Natural. En 1896 Henry Becquerel descubrió que ciertas sales de uranio emitían radiaciones espontáneamente, al observar que velaban las placas fotográficas envueltas en papel negro. Hizo ensayos con el mineral en caliente, en frío, pulverizado, disuelto en ácidos y la intensidad de la misteriosa radiación era siempre la misma. Por tanto, esta nueva propiedad de la materia, que recibió el nombre de radiactividad, no dependía de la forma física o química en la que se encontraban los átomos del cuerpo radiactivo, sino que era una propiedad que radicaba en el interior mismo del átomo.

El estudio del nuevo fenómeno y su desarrollo posterior se debe casi exclusivamente a los esposos Marie y  Pierre Curie, quienes encontraron otras sustancias radiactivas como el torio, polonio y radio. La intensidad de la radiación emitida era proporcional a la cantidad de uranio presente, por lo que dedujo Marie Curie que la radiactividad era una propiedad atómica.  Pronto se vio que todas estas reacciones provenían del núcleo atómico que describió Rutherford en 1911, quien también demostró que las radiaciones emitidas por las sales de uranio eran capaces de ionizar el aire y de producir la descarga de cuerpos cargados eléctricamente. En 1932 James Chadwick descubrió la existencia del neutrón, e inmediatamente después Enrico Fermi descubrió que ciertas radiaciones emitidas en fenómenos no muy comunes de desintegración eran en realidad neutrones.

Ejemplos de isótopos radiactivos naturales:

Radiactividad Artificial. Se produce cuando se bombardean ciertos núcleos estables con partículas apropiadas. Si la energía de estas partículas tiene un valor adecuado penetran dentro del núcleo bombardeado y forman un nuevo núcleo que, en caso de ser inestable, se desintegra después emitiendo radiaciones. Fue descubierta por los esposos Jean Frédéric Joliot-Curie e Irène Joliot-Curie, bombardeando núcleos de boro y aluminio con partículas alfa. Observaron que las sustancias bombardeadas emitían radiaciones después de retirar el cuerpo radiactivo emisor de las partículas de bombardeo. El estudio de la radiactividad permitió un mayor conocimiento de la estructura del núcleo atómico y de las partículas subatómicas. Se abre la posibilidad de convertir unos elementos en otros. Incluso el sueño de los alquimistas de transformar otros elementos en oro se hace realidad, aunque no resulte rentable.

Ejemplos de isótopos radiactivos artificiales:

Clases de Radiación. Se ha comprobado que la radiación puede ser de tres clases diferentes:

1. Radiación alfa: son flujos de partículas cargadas positivamente compuestas por dos neutrones y dos protones (núcleos de átomos de helio, He). Son desviadas por campos eléctricos y magnéticos, poco penetrantes, muy ionizantes y energéticas.
2. Radiación beta: son flujos de electrones (beta negativas) o positrones (beta positivas) resultantes de la desintegración de los neutrones o protones del núcleo. Es desviada por campos magnéticos y más penetrante, aunque su poder de ionización no es tan elevado como el de las partículas alfa.
3. Radiación gamma: son ondas electromagnéticas. Es el tipo más penetrante de radiación, tienen mayor penetración y se necesitan capas muy gruesas de plomo u hormigón para detenerla.

Vida Media y Periodo de Semidesintegración Radiactiva.

Se llama vida media de un isótopo radiactivo al tiempo promedio que tarda en desintegrarse. El periodo de semidesintegración es el tiempo que transcurre hasta que la cantidad de núcleos radiactivos de un isótopo se reduce a la mitad de la cantidad inicial. Cada radioisótopo tiene un semiperiodo característico, en general diferente del de otros isótopos, por ejemplo:

Tabla 1. Algunos isótopos radiactivos y su período de semidesintegración. 

 Fuente: www.es.wikipedia.org

El núcleo atómico es la parte central de un átomo, donde se concentra aproximadamente el 99.99% de la masa total y tiene carga positiva. Está formado por protones y neutrones (denominados nucleones): los protones emiten carga positiva y los neutrones no tienen carga eléctrica. La cantidad de protones en el mismo determina el elemento químico al que pertenece. Los núcleos atómicos con el mismo número de protones pero distinto número de neutrones se denominan isótopos. La existencia del núcleo atómico fue deducida del experimento de Rutherford, en 1911.

Fig. 1. Representación aproximada del átomo de helio. En el núcleo los protones están representados en rojo y los neutrones en azul (Un angstrom equivale a la cienmillonésima parte de un centímetro).

 El núcleo se describe por él número atómico (Z), igual al número de protones, y el número de masa atómica (A), que es igual a la suma de neutrones (N) y protones en un núcleo:

 A = Z + N

Isótopos.

Son átomos de un mismo elemento que contienen igual número de protones, pero diferente número de neutrones. La palabra isótopo, del idioma griego en el mismo sitio, se usa para indicar que todos los isótopos de un mismo elemento se encuentran en el mismo sitio de la Tabla Periódica. Para describir los isótopos se necesita una notación especial. En la parte izquierda del símbolo del elemento se escribe un subíndice, que representa él número atómico (Z), y un superíndice que representa su masa (A). Por ejemplo:

Fig. 2. Isótopos del litio, Li. El elemento tiene 3 protones (Z = 3). El número de neutrones en ambos átomos es distinto, por lo cual ambos difieren en su masa atómica.

Tipos de Isótopos.

Si la relación entre el número de protones y de neutrones no es la apropiada para obtener la estabilidad nuclear, el isótopo es radiactivo. Por ejemplo, en la Naturaleza el carbono se presenta como una mezcla de tres isótopos con números de masa 12, 13 y 14: ¹²C, ¹³C y ¹⁴C. Sus abundancias respecto a la cantidad global de carbono son respectivamente: 98,89%, 1,11% y trazas.

Los isótopos se subdividen en isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos radiactivos (existen alrededor de 1200). El concepto de estabilidad no es exacto, ya que existen isótopos casi estables. Su estabilidad se debe al hecho de que, aunque son radiactivos, tienen un tiempo de neutralización extremadamente largo, aún comparado con la edad de la Tierra. Solamente 21 elementos (ejemplos: berilio, flúor, sodio) poseen un solo isótopo natural. La mayoría de los elementos químicos poseen más de un isótopo.

 Fig. 3. Isótopos de hidrógeno (Z = 1) y carbono (Z = 6).

En el año 1911, el físico neozelandés Ernst Rutherford realizó un experimento bombardeando una finísima lámina de oro con partículas alfa, las cuales eran recogidas en un pantalla de sulfuro de cinc. A Rutherford le llamóa la atención el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, o bien, eran desviadas en  ángulos pequeños, mientras que  unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes (hasta 180º). Rutherford llegó a la conclusión de que las cargas positivas que desviaban las partículas alfa estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación con el resto del átomo. Esta región del átomo fue identificada por Rutherford con el nombre de núcleo.

Antecedentes.

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 pequeño 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". El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.

Cinco siglos antes de Cristo, los filósofos griegos se preguntaban si la materia podía ser dividida indefinidamente o si llegaría a un punto, que tales partículas, fueran indivisibles. Es así, como Demócrito (n. 460 A.C.) formula la teoría de que la materia se compone de partículas indivisibles, a las que llamó átomos Con la llegada de la Ciencia Experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en sus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.

Algunos modelos atómicos.

El Modelo de DALTON (1808):

John Dalton (1766-1844) fue un químico y físico británico que creó una importante teoría atómica de la materia basada en las leyes de la combinación química. Para Dalton los átomos eran esferas rígidas. Su teoría se puede resumir así:

• Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
• Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.
• Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.
• Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
• Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).

Dalton, equivocadamente, supuso que la molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno. A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial.

Fig. 1. Representación del modelo de Dalton.

 El Modelo de THOMSON (1898):

Sir Joseph John Thomson (1856 -1940), fue un físico británico que descubrió la existencia del ELECTRÓN, partícula subatómica cargada negativamente. Según el modelo de Thomson, conocido como "modelo del pastel de pasas", el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía (patilla). Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa.

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.

 Fig. 2. Representación del modelo de Thomson.

El Modelo de Rutherford (1911):

Sir Ernst Rutherford (1871 - 1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de Química en 1919, fue un físico neozelandés que identificó en 1898 dos tipos de las radiaciones emitidas por el Uranio, a las que llamó alfa y beta.

Rutherford realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo, que consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc. La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º. El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado NÚCLEO.

En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del Sol. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.

El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Niels Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la Era Nuclear.

Fig. 3. Representación del modelo de Rutherford.

El Modelo de Bohr (1913):

El modelo atómico propuesto por Rutherford presenta dos inconvenientes insalvables. Según la Física clásica, toda partícula eléctrica separada de su posición de equilibrio vibra con frecuencia determinada, lo que origina la emisión de una onda electromagnética. Aceptando para el electrón las órbitas de las mecánicas clásicas, entonces debe emitir energía, lo que origina una disminución de velocidad y, por lo tanto de la fuerza centrífuga. En estas condiciones, el electrón giraría en orbitas cada vez más próximas al núcleo, terminando por caer dentro de el, al tiempo que emitiría una radiación de frecuencia continuamente variable, es decir, un espectro continuo. Para evitar estas y otras dificultades, el físico Danés Niels Bohr, premio Nobel de Física en 1922, introdujo en 1913 los tres postulados siguientes:

Primer Postulado: El producto del impulso o cantidad de movimiento (mv) del electrón por la longitud de la órbita que describe es un múltiplo del cuanto de energía (primer postulado).

Segundo Postulado: Mientras un electrón gira en una orbita fija no emite energía radiante.

Tercer Postulado: Un electrón puede saltar desde una orbita de energía a otra inferior de menor energía. En este salto el átomo emite una cantidad de energía radiante igual a la diferencia de energía de los estados inicial y final.

Propiedades del Átomo de Bohr. Atendiendo a las características estructurales del átomo, las propiedades de éste varían. Así, por ejemplo, los átomos de elementos que tienen el mismo número de electrones de valencia pero distintos números atómicos poseen características similares.

Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones. Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas estables con signo positivo se las llamó PROTONES. Su masa es igual a 1,67x10-27 kg.

Fig. 4. Representación del modelo de Bohr.

Descubrimiento del Neutrón. Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaba unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por James Chadwick en 1932 y que se llamó NEUTRÓN. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón (1,6748x10-27kg). Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31kg. El modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de átomos mayores.

Modelo Atómico de SOMMERFELD (1916):

Arnold Sommerfeld (1868-1951), físico alemán, con la ayuda de la Teoría de la Relatividad de Einstein, modificó la teoría de Bohr para afirmar que los electrones podían girar en orbitas elípticas. Existe una cantidad determinada de energía asociada con cada electrón al girar una determinada órbita, y estas orbitas se conocen como niveles de energía: mientras más lejos esté la órbita del núcleo, mayor es la energía asociada al electrón. Estas capas a partir de la más cercana del núcleo han sido designadas con las letras K, L, M, N, O, P, Q.

Fig. 5. Representación del modelo de Sommerfeld.