Teoría atómica de Dalton.Las leyes ponderales de las combinaciones químicas

encontraron una explicación satisfactoria en la teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y publicada en 1808. Dalton reinterpreta las leyes ponderales  basándose en el concepto de átomo. Establece los siguientes postulados o hipótesis, partiendo de la idea de que la materia es discontinua:

Los elementos están constituidos por átomos consistentes en partículas materiales separadas e

indestructibles;

Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.

 Los átomos de los distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades

Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. Los «átomos» de un determinado compuesto son a su vez idénticos en masa y en todas sus otras

propiedades.

Aunque el químico irlandés HIGGINS, en 1789, había sido el primero en aplicar la hipótesis atómica a las reacciones químicas, es Dalton quien le comunica una base más sólida al asociar a los átomos la idea de masa.

Los átomos de DALTON difieren de los átomos imaginados por los filósofos griegos, los cuales los suponían formados por la misma materia primordial aunque difiriendo en forma y tamaño. La hipótesis atómica de los antiguos era una doctrina filosófica aceptada en sus especulaciones científicas por hombres como GALILEO, BOYLE, NEWTON, etc., pero no fue hasta DALTON en que constituye una verdadera teoría científica mediante la cual podían explicarse y coordinarse cuantitativamente los fenómenos observados y las leyes de las combinaciones químicas.

 La teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una hipótesis de trabajo, muy fecunda en el desarrollo posterior de la Química, pues no fue hasta finales del siglo XIX en que fue universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas concluyentes de la existencia real de los átomos. Pero fue entonces cuando se llegó a la conclusión de que los átomos eran entidades complejas formadas por partículas más sencillas y que los átomos de un mismo elemento tenían en muchísimos casos masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de las ideas de DALTON acerca de la naturaleza de los átomos no invalidan en el campo de la Química los resultados brillantes de la teoría atómica.

Justificación de las leyes ponderales.

 Las suposiciones de DALTON permiten explicar fácilmente las leyes ponderales de las combinaciones químicas, ya que la composición en peso de un determinado compuesto viene determinada por el número y peso de los átomos elementales que integran el«átomo» del compuesto.

 Ley de la conservación de la materia.

Por ser los átomos indivisibles e indestructibles los cambios químicos han de consistir únicamente en un reagrupamiento de átomos y, por tanto, no puede haber en el mismo variación alguna de masa al no variar el número de átomos presentes.

Ley de las proporciones definidas.

Si se combinan n átomos del elemento A con m átomos del elemento B y los pesos respectivos de estos átomos son a y b

Ley de las proporciones múltiples.

Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos compuestos quiere decir que sus átomos se unen en relaciones numéricas diferentes. Si un átomo del elemento A se une, por ejemplo, con uno y con dos átomos del elemento B, se comprende que la relación en peso de las cantidades de este elemento (uno y dos átomos) que se unen con una misma cantidad de aquél (un átomo) esté en relación de 1: 2. Si los átomos de los elementos A y B se unen en otras cualesquiera relaciones numéricas, siempre de números enteros sencillos, se encontrará igualmente una relación sencilla entre las cantidades de uno de los elementos que se unen con una cantidad determinada del otro elemento.

Modelos Atómicos

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por

ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico

1808

John Dalton

Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadasleyes clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,Iguales entre sí en cada elemento químico.

1897

J.J. Thomson

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.(Modelo atómico de Thomson.)

1911

E. Rutherford

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.(Modelo atómico de Rutherford.)

1913

Niels Bohr

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.(Modelo atómico de Bohr.)

Estado de agregación de la materiaEn física y química se observa que, para cualquier sustancia o elemento material, modificando sus

condiciones de temperatura o presión, pueden obtenerse distintos estados o fases, denominados estados

de agregación de la materia, en relación con las fuerzas de unión de las partículas (moléculas, átomos o

iones) que la constituyen.

Todos los estados de agregación poseen propiedades y características diferentes, los más conocidos y

observables cotidianamente son cuatro, las llamadas fases sólida, líquida, gaseosa y plasmática.1

Otros Estados Posibles de La Materia

Existen otros posibles estados de la materia; algunos de estos sólo existen bajo condiciones extremas, como en el interior de estrellas, o en el comienzo del universo después del Big Bang o gran explosión:

Superfluido Materia degenerada

Materia fuertemente simétrica

Materia débilmente simétrica

Materia extraña  o materia de quarks

Superfluido polaritón

Números Cuánticos

Los números cuánticos son unos números que se cuentan conservan en los sistemas cuánticos.

Corresponden con aquellos observables que conmutan con el Hamiltoniano del sistema. Así, los

números cuánticos permiten caracterizar los estados estacionarios, es decir los estados propios del

sistema.

En física atómica, los números cuánticos son valores numéricos discretos que indican las

características de los electrones en los átomos, esto está basado en la teoría atómica de Niels

Bohrque es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos por su simplicidad.

Conjunto de números cuánticos

El conjunto de números cuánticos más ampliamente estudiado es el de un electrón simple en

un átomo: a causa de que no es útil solamente en química, siendo la noción básica detrás de

la tabla periódica, valencia y otras propiedades, sino también porque es un problema resoluble y

realista, y como tal, encuentra amplio uso en libros de texto.

En mecánica cuántica no-relativista el Hamiltoniano de este sistema consiste de la energía

cinética del electrón y la energía potencial debida a la fuerza de Coulomb entre el núcleo y el

electrón. La energía cinética puede ser separada en una parte debida al momento, J, del electrón

alrededor del núcleo, y el resto. Puesto que el potencial es esféricamente simétrico,

el Hamiltonianocompleto conmuta con J2. A su vez J2 conmuta con cualquiera de los componentes

del vector momento angular, convencionalmente tomado como Jz. Estos son los únicos operadores

que conmutan mutuamente en este problema; por lo tanto, hay tres números cuánticos.

Adicionalmente hay que considerar otra propiedad de las partículas denominada espín que viene

descrita por otros dos números cuánticos.

En particular, se refiere a los números que caracterizan los estados propios estacionarios de

un electrón de un átomo hidrogenoide y que, por tanto, describen los orbitales atómicos. Estos

números cuánticos son:

I) El número cuántico principal n Este número cuántico indica la distancia entre el núcleo y

el electrón, medida en niveles energéticos, pero la distancia media en unidades de longitud

también crece monótonamente con n. Los valores de este número, que corresponde al

número del nivel energético, varian entre 1 e infinito, mas solo se conocen átomos que

tengan hasta 7 niveles energéticos en su estado fundamental.

II) El número cuántico del momento angular o azimutal (l = 0,1,2,3,4,5,...,n-1), indica la

forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón. Un orbital

de un átomo hidrogenoide tiene l nodos angulares y n-1-l nodos radiales. Si:

l = 0: Subórbita "s" (forma circular) →s proviene de sharp (nítido) (*)

l = 1: Subórbita "p" (forma semicircular achatada) →p proviene de principal (*)

l = 2: Subórbita "d" (forma lobular, con anillo nodal) →d proviene de difuse (difuso) (*)

l = 3: Subórbita "f" (lobulares con nodos radiales) →f proviene de fundamental (*)

l = 4: Subórbita "g" (*)

l = 5: Subórbita "h" (*)

En resumen, el estado cuántico de un electrón está determinado por sus números cuánticos:

número cuántico principal shell o capa

número cuántico secundario o azimutal (momento angular)

subshell o subcapa

para :

número cuántico magnético, (proyección del momento angular)

energía shiftpara

:

número cuántico proyección de espín

espínpara un electrón,

sea: