apuntes teoricos I bimestre DIEGO BRAVO XºB

PLAN BIMESTRAL
A1
La materia y la energia
La Materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
Las transformaciones de la Energía tienen lugar en la alimentación de los seres vivos, en la dinámica de nuestra atmósfera y en la evolución del Universo.
Todos los procesos naturales que acontecen en la materia pueden describirse en función de las transformaciones energéticas que tienen lugar en ella.


cambios que sufre la materia en sus tres estados ordinarios
Cambios físicos
Cambios físicos.-Tienen lugar sin que se altere la estructura y composición de la materia, es decir, las sustancias puras que la componen son las mismas antes y después del cambio
Cambios de estado de la materia
La materia se presenta en la Naturaleza en tres estados distintos: sólido, líquido y gaseoso, pudiendo pasar de un estado físico a otro por acción del frío o del calor. Veamos en el esquema que sigue las distintas posibilidades de cambio y el nombre que recibe cada uno de ellos.
Picando sobre las palabras que aparecen en el gráfico se accede a información específica adicional. Además, debajo del cuadro hay una serie de ejercicios. Después de resolverlos se puede, picando sobre la palabra "respuesta", cotejar el resultado al que hemos llegado con el correcto.


CAMBIOS DE ESTADO
Fusión y solidificación
Cuando se le comunica calor a un sólido cristalino, su temperatura aumenta progresivamente y al alcanzar un determinado valor se produce la transición o cambio de fase del estado sólido al líquido que denominamos fusión. Si las condiciones de presión exterior se mantienen constantes, el cambio de fase se verifica a una temperatura fija o punto de transición entre ambos estados, que se mantiene constante hasta que el sólido se ha fundido totalmente.
El calor que debe suministrarse a la unidad de masa de un sólido para convertirlo en líquido a la temperatura de fusión se denomina calor de fusión lf. En el agua lf vale 80 cal/g o su equivalente en unidades S.l.: 3,34 · 105 J/kg.
A nivel molecular la fusión se produce como consecuencia del derrumbamiento de la estructura cristalina. El incremento de temperatura da lugar a un aumento en la amplitud de las vibraciones de las partículas en la red, que termina por romper los enlaces y producir la fusión. Una vez que se alcanza la energía de vibración correspondiente a la temperatura de fusión, el calor recibido se emplea en romper nuevos enlaces, de ahí que se mantenga constante la temperatura durante el proceso.
La solidificación es la transición de líquido a sólido que se produce de forma inversa a la fusión, con cesión de calor. Cualquiera que sea la sustancia considerada el punto o temperatura de transición entre dos estados o fases de la materia es el mismo independientemente del sentido de la transformación. La disminución progresiva de la temperatura del líquido hace que en las proximidades del punto de solidificación las fuerzas de enlace vayan imponiendo progresivamente su orden característico.
Vaporización y condensación
Constituyen dos procesos inversos de cambio de estado. La vaporización es el paso de una sustancia de la fase líquida a la fase de vapor o fase gaseosa. La condensación es la transición de sentido contrario. Cuando la vaporización se efectúa en el aire recibe el nombre de evaporación. La evaporación afecta principalmente a las moléculas de la superficie del líquido.
Cada molécula de la superficie está rodeada por un menor número de sus compañeras; ello hace que puedan vencer con más facilidad las fuerzas atractivas del resto del líquido e incorporarse al aire como vapor. De ahí que cuanto mayor sea la superficie libre del líquido tanto más rápida será su evaporación.
El aumento de temperatura activa este proceso. Para cada valor de la presión exterior existe una temperatura para la cual la vaporización se vuelve violenta, afectando a todo el líquido y no sólo a su superficie. Esta forma tumultuoso de vaporización se denomina ebullición. El punto de ebullición de un líquido depende de las condiciones de presión exterior, siendo tanto más elevado cuanto mayor sea ésta.
Todo proceso de vaporización implica la absorción de calor por parte del líquido respecto del entorno. La cantidad de calor necesaria para transformar la unidad de masa de un líquido en vapor, a la temperatura de ebullición, se denomina calor de vaporización lv. En el agua lv vale 540 cal/g o, en unidades S.l.: 22,57 · 105 J/kg.
La condensación como transición de vapor a líquido se lleva a efecto invirtiendo las condiciones que favorecen la vaporización. Así, mientras que la disminución de la presión exterior facilita la vaporización, la compresión del vapor formado facilita la condensación; el aumento de temperatura de un líquido provoca su vaporización e, inversamente, el enfriamiento del vapor favorece su condensación.
En términos moleculares, tanto el aumento de presión como la disminución de la temperatura del vapor reducen la distancia media de las moléculas y hacen posible su unión.
Sublimación
Aunque es un fenómeno poco frecuente a la temperatura y presión ordinarias, algunas sustancias como el yodo o el alcanfor pueden transformase directamente de sólido a vapor sin necesidad de pasar por la fase intermedia de líquido. A tal fenómeno se le denomina sublimación.
La transición o cambio de estado de sentido inverso se denomina de igual manera, por ello a veces se distinguen ambas llamando a la primera sublimación progresiva y a la segunda sublimación regresiva.
En principio, cualquier sustancia pura puede sublimarse, pero debido a las condiciones de bajas presiones y temperaturas a las que es posible esta transición, el fenómeno sólo es reproducible, para la mayor parte de las sustancias, en el laboratorio.
Al igual que la fusión y la vaporización, también la sublimación (progresiva) absorbe una determinada cantidad de calor. Se denomina calor de sublimación ls a la cantidad de calor necesaria para sublimar la unidad de masa de una sustancia.
Cambios que sufre la energía
Al mirar a nuestro alrededor se observa que las plantas crecen, los animales se trasladan y que las máquinas y herramientas realizan las más variadas tareas. Todas estas actividades tienen en común que precisan del concurso de la energía.
La energía es una propiedad asociada a los objetos y sustancias y se manifiesta en las transformaciones que ocurren en la naturaleza.
La energía se manifiesta en los cambios físicos, por ejemplo, al elevar un objeto, transportarlo, deformarlo o calentarlo.
La energía está presente también en los cambios químicos, como al quemar un trozo de madera o en la descomposición de agua mediante la corriente eléctrica.

La energía es una magnitud cuya unidad de medida en el S.I. es el julio (J).

La Energía se encuentra en constante transformación, pasando de unas formas a otras. La energía siempre pasa de formas más útiles a formas menos útiles. Por ejemplo, en un volcán la energía interna de las rocas fundidas puede transformarse en energía térmica produciendo gran cantidad de calor; las piedras lanzadas al aire y la lava en movimiento poseen energía mecánica; se produce la combustión de muchos materiales, liberando energía química; etc

A2
La materia según su constitución
La materia y su organización interna
El concepto del átomo Demócrito
Allá en la antigua Tracia Occidental, casi en dirección de la isla de Tasos, al norte de Grecia, a orillas del Mar Egeo, allá en la ciudad de Abdea, nació Demócrito de Abdea, el discípulo de Lucrecio, hacen 2.481 años; es decir, en el año 470 A.C.

Era un filósofo que, junto con Empédocles de Agrigento, Lucrecio, Leucipo y Epicuro (pertenecientes al florecimiento de la cultura Jonia), se convirtió en iniciador de lo que hoy conocemos como teoría atómica. También Demócrito fue quien aseveró que “un cuerpo que se mueve continuaba su movimiento hasta que algo interviniera para alterarlo”. Este concepto fue el que dio origen a lo enseñado por Isaac Newton, como lo es la Inercia , primera Ley de su Mecánica Celeste (Primera Ley del Movimiento) y que según el principio de Equivalencia de Einstein, la inercia es semejante a la Gravitación Universal ; de allí que la masa gravitatoria corresponda a la masa inercial.

Lo grandioso de Demócrito, y en general de todos aquellos sabios de la Antigüedad , es que su conocimiento y sus especulaciones son producto de la intuición, de la lógica, dada su natural sensibilidad para inducir razonamientos que les facilitarán formular principios, leyes, teoremas, hipótesis o conceptos generales que son propios de las inferencias o conclusiones basadas en la experimentación científica o metódica. Desgraciadamente, muchas de aquellas antiguas deducciones adolecían de errores o estaban inconclusas, precisamente porque la experimentación racional sólo aparece en estos últimos siglos para poder demostrar la verdad universal, omnímoda e inequívoca. Con todo, los conocimientos que nos legaron los antiguos han servido para el progreso de la ciencia, algunos frenados por las especulaciones dogmáticas que constriñeron el ideal científico y otros que no pudieron culminar su grandiosidad por las restricciones que imponían los escuálidos medios que imperaban en esas épocas remotas.

Sin embargo, Demócrito vio en su pensamiento casi la verdad absoluta: imaginó que la materia estaba formada por átomos y vacío, y fuera de éstos no podría existir cuerpo alguno: Dijo que los átomos eran partículas infinitamente pequeñas, indivisibles, eran la última manifestación de la materia y estaban separados por vacío.

La idea primigenia era de su maestro Lucrecio, pero Demócrito desarrolló tal concepto que la popularizó y hasta llegó a concebir el átomo (palabra griega que quiere decir indivisible) como invisibles corpúsculos diminutos que tenían como ganchos para unirse unos con otros, lo que hoy conocemos como fuerzas interatómicas. Afirmaba Demócrito: Nada existe aparte de los átomos y el vacío, cuando cortamos una manzana, el cuchillo ha de pasar a través de espacios vacíos entre los átomos. Si no hubiesen estos espacios vacíos, el cuchillo topará con los átomos impenetrables y no podríamos cortar la manzana”. Por supuesto que tal opinión es incorrecta pero sirvió de base para el alcance de ciertas verdades científicas. En resumen, la filosofía de Demócrito estaba sintetizada’ en: “1º La materia es discreta. 2º Todas las sustancias están formadas por átomos que están separados unos de otros por un espacio vacío. 3º Los átomos están en constante movimiento; y 4º El movimiento es una propiedad inherente a los átomos, éstos son eternos, indestructibles...”

Por otra parte, Demócrito fue genial cuando imaginó que el volumen de un cono o de una pirámide podía lograrse calculando separadamente el volumen de las distintas láminas delgadas superpuestas en las cuales se habían subdividido los citados sólidos geométricos. Esta formulación corresponde en la Ma temática actual a la Teoría de los Límites, lo cual constituye el paso previo para entrar en el Cálculo Infinitesimal (Integrales y Diferenciales), esto último descubierto al unísono y separadamente por los célebres científicos Isaac Newton (alquimista, matemático y físico) y Gottfried Wilhelm Leibniz (filósofo y matemático alemán). Según el eminente astrónomo norteamericano Carl Sagan, si las obras de Demócrito no hubieran sido totalmente destruidas, cabe la posibilidad de que el Cálculo Diferencial hubiera sido conocido en la época de Cristo.

El dogmatismo y la irracionalidad del eufórico fanatismo conjuraron contra Demócrito y lo presentaron como un peligro para la sociedad, ya que consideraba que todo estaba constituido sólo por átomos y vacío, que no existía Dios, que todo se había formado espontáneamente a partir de la materia difusa y que en el espacio había un gran número de mundos que evolucionaban y después caerían. Consideró que algunos mundos estaban habitados y que la vida se originó en una especie de caldo primordial.

Agregó Demócrito: “La percepción - la razón por la cual pienso, por ejemplo, que tengo una pluma en la mano - es un proceso puramente físico y mecanicista; que el pensamiento y la sensación son atributos de la materia reunida en un modo suficientemente fino y complejo, y no de ningún espíritu infundido por los dioses de la materia”. Al negar a Dios y presentar a la materia como autocreada, e integrada por átomos (que hubiera sido lo de menos), se convirtió en el primer ateo y en el primer materialista (atomista) de trascendencia en el mundo social, cultural y científico; de manera tal, que su contemporáneo, el dialéctico Platón, censuró fuertemente a Demócrito, tanto más cuando éste opinó que “la humanidad, la bondad y la belleza son manifestaciones mecánicas de los átomos materiales”; por tal motivo, Platón expresó el deseo de que todos los libros de Demócrito fueran quemados. Parece que la voluntad del sabio rival se cumplió en alguna forma porque de los setenta y tres libros que escribió el atomista de Abdea, solo se conocen algunos fragmentos sobre ética y otras Informaciones que han dado otros autores a través de los siglos. Demócrito murió en el año 400 A.C., cuando tenía 70 años de edad.

Lo dicho sobre el átomo no quedó allí. Con el nacimiento de la Química moderna, los conceptos antes emitidos por los antiguos recobraron nueva importancia a principios del año 1800; es decir, 1840 años después de Demócrito, cuando un humilde maestro de escuela, convertido en eminente químico, físico y naturalista (descubridor del daltonismo, estudió las propiedades de los vapores y la dilatación de los gases): me refiero al sabio inglés John Dalton, quien formuló una nueva Teoría Atómica, constituida por cinco postulados: 1) Los átomos son partículas reales discretas de materia, que no pueden ser subdivididos por ningún procedimiento químico conocido; 2) Los átomos del mismo elemento son similares entre sí e iguales en peso; 3) Los átomos de diferentes elementos tienen propiedades diferentes peso, afinidad. 4) Los compuestos están formados por la unión de átomos de diferentes elementos en proporciones numéricas simples - 1:1; 1:2; 2:1; 2:3. ; 5) Los pesos de combinación de los elementos representan los pesos de combinación de los átomos.

De lo leído en los postulados de la Teoría de Dalton inferimos que aún están presentes Demócrito, Lucrecio, Leucipo, Empédocles y Epicuro. Sigue presente el átomo “discreto de materia” e indivisible “por ningún procedimiento químico conocido”. Lo que quiere decir que los antiguos filósofos (no los llamemos ni físicos ni químicos, por cuanto la concepción que tenían de las cosas eran formulaciones relativas a la forma de ser la Naturaleza , que influenciaba la conducta de la vida del hombre, llegando a conclusiones metafísicas y consideraciones abstractas en torno al ser, a la vida y a la muerte) no estaban tan perdidos en la búsqueda de la verdad pese al sentido que ellos impusieron a sus observaciones.

Después de todo, y llegando a épocas más cercanas, encontramos que el átomo sí es divisible, (formados fundamentalmente por protones, electrones y neutrones). Los ensayos actuales han demostrado la existencia de muchas partículas subatómicas que presentan distintas conductas y hasta de efímera existencia, sobre todo cuando ocurre una desintegración atómica que da origen a partículas que pueden cambiar de polaridad varias miles de veces por segundo. Sin embargo, los hombres de ciencia no están seguros de que los corpúsculos logrados por los muy avanzados métodos actuales, sean precisamente la representación última de la materia, su estado más elemental; en consecuencia, cabe la posibilidad de que a lo mejor existan partículas más pequeñas por descubrir; el científico tampoco ha descubierto cuándo ni cómo empezó el mundo y dónde termina el espacio.

Después de John Dalton, la fama tocó a J. J. Thomson, al opinar sobre la estructura del átomo, y aunque su modelo ideado fue realmente un fracaso, por lo menos demostró que la masa del electrón es 1/1840 de la masa del átomo de hidrógeno; luego, otro físico inglés, Ernest Rutherford, aunque no fueron muy fructíferas sus ideas sobre la estructura atómica, por lo menos infirió que la mayor masa del átomo se concentraba en el núcleo, a cuyo alrededor giraban los electrones a grandes velocidades, a semejanza de un sistema solar y que los átomos podían ser atravesados por partículas “alfa”, las cuales cruzaban los espacios vacíos referidos por Demócrito. Posteriormente, Niels Bohr propuso un modelo atómico mejorado, tuvo mayor aceptación; en el mismo agregó a los anteriores los “estados estacionarios” de los electrones; tales estados se llaman también “niveles energéticos”, que determinan la naturaleza del átomo: cada electrón ocupa una órbita que le corresponde según las características del átomo.

En esa forma, muchos científicos formularon sus conceptos en aras de una comprensión mejor de la estructura material; por lo tanto, se ha hablado de la Teoría Cuántica o Mecánica cuántica, la Mecánica Ondulatoria o Energía de Resonancia, espectros atómicos, Números Cuánticos Azimutales; se determinó el peso de los átomos de todas las sustancias naturales conocidas y de las partículas subatómicas; se establecieron las Leyes que rigen los cambios físicos y químicos; sin el desarrollo de la matemática no hubiera sido posible el progreso de las demás ciencias.

Todo empezó con Demócrito, que aún lo recordamos, porque él y sus asociados iniciaron sus inquietudes sobre algo invisible por lo infinitamente pequeño y que hoy constituye La fuente universal más poderosa e inagotable de energía que jamás alguien pudiera haber imaginado: El átomo.
Trabajos de Dalton
John Dalton (1766-1844), fue un químico y físico británico, que desarrolló la teoría atómica en la que se basa la ciencia física moderna. Nació el 6 de septiembre de 1766, en Eaglesfield, Cumberland (hoy Cumbria). Fue educado en una escuela cuáquera de su ciudad natal, en donde comenzó a enseñar a la edad de 12 años. En 1781 se trasladó a Kendal, donde dirigió una escuela con su primo y su hermano mayor. Se fue a Manchester en 1793 y allí pasó el resto de su vida como profesor, primero en el New College y más tarde como tutor privado.
El interés de Dalton por la meteorología le llevó a estudiar un gran número de fenómenos así como los instrumentos necesarios para medirlos.
Sin embargo, a la primera obra de Dalton, Observaciones y ensayos meteorológicos (1793), se le prestó muy poca atención. En 1794 presentó en la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester un ensayo sobre el daltonismo, un defecto que él mismo padecía; el ensayo fue la primera descripción de este fenómeno, denominado así por el propio Dalton.
Su contribución más importante a la ciencia fue su teoría de que la materia está compuesta por átomos de diferentes masas que se combinan en proporciones sencillas para formar compuestos. Esta teoría, que Dalton formuló por primera vez en 1803, es la piedra angular de la ciencia física moderna.
En 1808 se publicó su obra Nuevo sistema de filosofía química, que incluía las masas atómicas de varios elementos conocidos en relación con la masa del hidrógeno. Sus masas no eran totalmente precisas pero constituyen la base de la clasificación periódica moderna de los elementos. Dalton llegó a su teoría atómica a través del estudio de las propiedades físicas del aire atmosférico y de otros gases. En el curso de la investigación descubrió la ley conocida como 'ley de Dalton de las presiones parciales', según la cual, la presión ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de la presiones parciales que ejercería cada uno de los gases si él solo ocupara el volumen total de la mezcla.
Teoría de Dalton. Dalton estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas. Las investigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace químico, por lo que el agua se simboliza como HOH o H2O. Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde un punto de vista químico, el átomo es la entidad más pequeña que hay que considerar. Las propiedades químicas de los elementos son muy distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar numerosísimos compuestos químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles helio y argón, son inertes; es decir, no reaccionan con otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno, cuyas moléculas son diatómicas (formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes son elementos monoatómicos, con un único átomo por molécula.
Dalton fue elegido miembro de la Sociedad Real de Londres en 1822 y cuatro años más tarde se le concedió la medalla de oro de esta sociedad. En 1830 Dalton se convirtió en uno de los ocho socios extranjeros de la Academia de Ciencias Francesa. Murió el 27 de julio de 1844 en Manchester.

Volvamos al crecimiento de la teoría atómica de la química. El tratado de Dalton, Nuevo sistema de filosofía química, se publicó en dos partes, en 1808 y en 1810. Extractaremos de esta obra y de algunos de sus escritos los principales principios que reflejan las ideas fundamentales de su esquema conceptual.
a) La materia consta de átomos indivisibles.
*La materia, aunque divisible en un grado extremo, no es, sin embargo, infinitamente divisible. Esto es, debe haber un punto, más allá del cual no podemos ir en la división de la materia. La existencia de estas últimas partículas de la materia no puede apenas ponerse en duda, aunque probablemente sean tan sumamente pequeñas que no puedan apreciarse ni aun con dispositivos microscópicos. Yo he elegido la palabra átomo para representar estas últimas partículas ... +
b) Los átomos son invariables. Los átomos de los diferentes elementos *nunca pueden transformarse los unos en los otros por ninguna potencia que podamos controlar+, tal como el fallo de la alquimia había manifestado claramente. Ensayos continuos habían demostrado que la transmutación de elementos era imposible obtenido de un modo semejante a la deducción de un postulado de impotencia la ley de conservación de la energía a partir del fracaso de la obtención del móvil perpetuo.
c) Los compuestos están formados por moléculas. Los compuestos químicos están formados por la combinación de átomos de dos o más elementos en *átomos compuestos+, o moléculas que es como ahora llamamos a las partículas más pequeñas de un compuesto.
*A la última partícula de ácido carbónico le llamaré átomo compuesto. Ahora bien, aunque este átomo pueda dividirse, cesará entonces de ser ácido carbónico, resolviéndose, por división, en carbón y oxígeno. Por ello, considero que no hay inconsistencia al hablar de átomos compuestos y que mi significado no puede quedar confuso.+
Aunque estamos tentados a pensar en las partículas de los compuestos o moléculas, formadas por dos o más átomos, y las ideas de Dalton (como veremos en seguida) conducen a la misma impresión, él no tuvo esta concepción. En su lugar, pensaba que el átomo compuesto era esencialmente redondo o *globular% de modo que los centros de los átomos que se combinaban estaban *retenidos en contacto físico por una fuerte afinidad y se suponían rodeados por una atmósfera común de calor+. (Véase fig. l.)

La estructura interna del atomo y las partículas subatómicas
La evolución de los modelos físicos del átomo se vio impulsada por los datos experimentales. El modelo de Rutherford, en el que los electrones se mueven alrededor de un núcleo positivo muy denso, explicaba los resultados de experimentos de dispersión, pero no el motivo de que los átomos sólo emitan luz de determinadas longitudes de onda (emisión discreta). Bohr partió del modelo de Rutherford pero postuló además que los electrones sólo pueden moverse en determinadas órbitas; su modelo explicaba ciertas características de la emisión discreta del átomo de hidrógeno, pero fallaba en otros elementos. El modelo de Schrödinger, que no fija trayectorias determinadas para los electrones sino sólo la probabilidad de que se hallen en una zona, explica parcialmente los espectros de emisión de todos los elementos; sin embargo, a lo largo del siglo XX han sido necesarias nuevas mejoras del modelo para explicar otros fenómenos espectrales.
Modelos que explican la estructura del atomo
Teoría atómica de Dalton. Modelo atómico de Dalton
John Dalton (1766-1844), fue un químico y físico británico, que desarrolló la teoría atómica en la que se basa la ciencia física moderna. Nació el 6 de septiembre de 1766, en Eaglesfield, Cumberland (hoy Cumbria). Fue educado en una escuela cuáquera de su ciudad natal, en donde comenzó a enseñar a la edad de 12 años. En 1781 se trasladó a Kendal, donde dirigió una escuela con su primo y su hermano mayor. Se fue a Manchester en 1793 y allí pasó el resto de su vida como profesor, primero en el New College y más tarde como tutor privado.
El interés de Dalton por la meteorología le llevó a estudiar un gran número de fenómenos así como los instrumentos necesarios para medirlos.
Sin embargo, a la primera obra de Dalton, Observaciones y ensayos meteorológicos (1793), se le prestó muy poca atención. En 1794 presentó en la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester un ensayo sobre el daltonismo, un defecto que él mismo padecía; el ensayo fue la primera descripción de este fenómeno, denominado así por el propio Dalton.
Su contribución más importante a la ciencia fue su teoría de que la materia está compuesta por átomos de diferentes masas que se combinan en proporciones sencillas para formar compuestos. Esta teoría, que Dalton formuló por primera vez en 1803, es la piedra angular de la ciencia física moderna.
En 1808 se publicó su obra Nuevo sistema de filosofía química, que incluía las masas atómicas de varios elementos conocidos en relación con la masa del hidrógeno. Sus masas no eran totalmente precisas pero constituyen la base de la clasificación periódica moderna de los elementos. Dalton llegó a su teoría atómica a través del estudio de las propiedades físicas del aire atmosférico y de otros gases. En el curso de la investigación descubrió la ley conocida como 'ley de Dalton de las presiones parciales', según la cual, la presión ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de la presiones parciales que ejercería cada uno de los gases si él solo ocupara el volumen total de la mezcla.
Teoría de Dalton. Dalton estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas. Las investigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace químico, por lo que el agua se simboliza como HOH o H2O. Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde un punto de vista químico, el átomo es la entidad más pequeña que hay que considerar. Las propiedades químicas de los elementos son muy distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar numerosísimos compuestos químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles helio y argón, son inertes; es decir, no reaccionan con otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno, cuyas moléculas son diatómicas (formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes son elementos monoatómicos, con un único átomo por molécula.
Dalton fue elegido miembro de la Sociedad Real de Londres en 1822 y cuatro años más tarde se le concedió la medalla de oro de esta sociedad. En 1830 Dalton se convirtió en uno de los ocho socios extranjeros de la Academia de Ciencias Francesa. Murió el 27 de julio de 1844 en Manchester.
- El descubrimiento del electrón (J.J Thomson)
Sir Joseph John Thomson (1856-1940) fue un físico británico, premiado con el Nobel. Nació cerca de Manchester, Lancashire, y estudió en el Owens College (hoy parte de la Universidad de Manchester) y en el Trinity College, de la Universidad de Cambridge. En esta institución enseñó matemáticas y física, fue profesor de física experimental en el laboratorio de Cavendish, y rector del Trinity College (1918-1940). También fue presidente de la Sociedad Real (1915-1920) y profesor de filosofía natural de la Institución regia de Gran Bretaña (1905-1918).
En 1906 Thomson recibió el Premio Nobel de Física por su trabajo sobre la conducción de la electricidad a través de los gases. Se le considera el descubridor del electrón por sus experimentos con el flujo de partículas (electrones) que componen los rayos catódicos. Teórico y un experimentador, Thomson elaboró en 1898 la teoría del pudín de ciruelas de la estructura atómica, en la que sostenía que los electrones eran como 'ciruelas' negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva. En 1908 fue nombrado sir.
- Experiencia de Rutherford. El modelo de Rutherford
Rutherford of Nelson, Lord Ernest (1871-1937) fue un físico británico, premio Nobel por su trabajo en física nuclear y por su teoría de la estructura del átomo.
Nació el 30 de agosto de 1871, en Nelson, Nueva Zelanda y estudió en la Universidad de Nueva Zelanda y en la de Cambridge. Fue profesor de física en la Universidad McGill de Montreal, Canadá, desde 1898 a 1907 y en la de Manchester, en Inglaterra, durante los 12 años siguientes. A partir de 1919 ejerció como profesor de física experimental y director del Laboratorio Cavendish en la Universidad de Cambridge y también mantuvo una cátedra, a partir de 1920, en la Institución Real de Gran Bretaña en Londres.
Rutherford fue uno de los primeros y más importantes investigadores en física nuclear. Poco después del descubrimiento de la radiactividad en 1896 por el físico francés Antoine Henri Becquerel, Rutherford identificó los tres componentes principales de la radiación y los denominó rayos alfa, beta y gamma. También demostró que las partículas alfa son núcleos de helio. Su estudio de la radiación le llevó a formular una teoría de la estructura atómica que fue la primera en describir el átomo como un núcleo denso alrededor del cual giran los electrones.
Como resultado de las investigaciones del físico británico Ernest Rutherford y sus coetáneos, se demostró que el uranio y algunos otros elementos pesados, como el torio o el radio, emiten tres clases diferentes de radiación, inicialmente denominadas rayos alfa (a), beta (b) y gamma (g). Las dos primeras, que según se averiguó están formadas por partículas eléctricamente cargadas, se denominan actualmente partículas alfa y beta. Posteriormente se comprobó que las partículas alfa son núcleos de helio y las partículas beta son electrones. Estaba claro que el átomo se componía de partes más pequeñas. Los rayos gamma fueron finalmente identificados como ondas electromagnéticas, similares a los rayos X pero con menor longitud de onda.
- (El átomo nuclear de Rutherford) El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicos profundizar en el átomo, que según se vio consistía principalmente en espacio vacío. En el centro de ese espacio se encuentra el núcleo, que sólo mide, aproximadamente, una diezmilésima parte del diámetro del átomo. Rutherford dedujo que la masa del átomo está concentrada en su núcleo. También postuló que los electrones, de los que ya se sabía que formaban parte del átomo, viajaban en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga eléctrica positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la carga del núcleo, por lo que el estado eléctrico normal del átomo es neutro.
En 1919 Rutherford dirigió un importante experimento en física nuclear cuando bombardeó nitrógeno con partículas alfa y obtuvo átomos de un isótopo de oxígeno y protones. Esta transmutación de nitrógeno en oxígeno fue la primera que produjo una reacción nuclear de forma artificial. Inspiró la investigación de los científicos posteriores sobre otras transformaciones nucleares y sobre la naturaleza y las propiedades de la radiación. Rutherford y el físico británico Frederick Soddy desarrollaron la explicación de la radiactividad que todavía aceptan los científicos actuales.
Rutherford fue elegido miembro de la Sociedad Real en 1903 y ejerció como presidente de esta institución desde 1925 a 1930. En 1908 fue galardonado con el Premio Nobel de Química y recibió el título de sir en 1914. Murió en Londres el 19 de octubre de 1937 y fue enterrado en la Abadía de Westminster. Entre sus escritos se encuentran: Radioactivity (Radiactividad, 1904); Radiations from Radioactive Substances (Radiaciones de las sustancias radiactivas, 1930), que redactó con los físicos James Chadwick y Charles Drummond Ellis y que se ha convertido en un texto clásico, y The Newer Alchemy (La Nueva alquimia, 1937).
Las aportaciones de la Física de principios del siglo XX en el establecimiento del modelo de Bohr, superando el modelo atómico de Rutherford.
En 1911, Rutherford estableció la existencia del núcleo atómico. A partir de los datos experimentales de la dispersión de partículas alfa por núcleos de átomos de oro, supuso que cada átomo está formado por un núcleo denso y con carga positiva, rodeado por electrones cargados negativamente que giran en torno al núcleo como los planetas alrededor del Sol. La teoría electromagnética clásica desarrollada por el físico británico James Clerk Maxwell predecía inequívocamente que un electrón que girara en torno a un núcleo radiaría continuamente energía electromagnética hasta perder toda su energía, y acabaría cayendo en el núcleo. Por tanto, según la teoría clásica, el átomo descrito por Rutherford sería inestable. Esta dificultad llevó al físico danés Niels Bohr a postular, en 1913, que la teoría clásica no es válida en el interior del átomo y que los electrones se desplazan en órbitas fijas. Cada cambio de órbita de un electrón corresponde a la absorción o emisión de un cuanto de radiación.
La aplicación de la teoría de Bohr a átomos con más de un electrón resultó difícil. Las ecuaciones matemáticas para el siguiente átomo más sencillo, el de helio, fueron resueltas durante la segunda y tercera década del siglo XX, pero los resultados no concordaban exactamente con los datos experimentales. Para átomos más complejos sólo pueden obtenerse soluciones aproximadas de las ecuaciones, y se ajustan sólo parcialmente a las observaciones.
- (Líneas espectrales) Uno de los grandes éxitos de la física teórica fue la explicación de las líneas espectrales características de numerosos elementos. Los átomos excitados por energía suministrada por una fuente externa emiten luz de frecuencias bien definidas. Si, por ejemplo, se mantiene gas hidrógeno a baja presión en un tubo de vidrio y se hace pasar una corriente eléctrica a través de él, desprende luz visible de color rojizo. El examen cuidadoso de esa luz mediante un espectroscopio muestra un espectro de líneas, una serie de líneas de luz separadas por intervalos regulares. Cada línea es la imagen de la ranura del espectroscopio que se forma en un color determinado. Cada línea tiene una longitud de onda definida y una determinada energía asociada. La teoría de Bohr permite a los físicos calcular esas longitudes de onda de forma sencilla.


Numero atomico y numero de masa de un elemento
En química, el número atómico es el número entero positivo que equivale al número total de protones en un núcleo atómico. Se suele representar con la letra Z. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear.
En un átomo eléctricamente neutro (sin carga eléctrica neta) el número de protones ha de ser igual al de electrones. De este modo, el número atómico también indica el número de electrones y define la configuración electrónica de los átomos.
En 1913 Henry Moseley demostró la regularidad existente entre los valores de las longitudes de onda de los rayos X emitidos por diferentes metales tras ser bombardeados con electrones, y los números atómicos de estos elementos metálicos. Este hecho permitió clasificar a los elementos en la tabla periódica en orden creciente de número atómico. En la tabla periódica los elementos se ordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden creciente.
El arreglo de partículas fundamentales en el átomo fue revelado por el experimento de Rutherford de dispersión de partículas alfa en una placa metálica fina. El experimento reveló que el átomo contiene un núcleo cargado positivamente, toda la masa del átomo está en el núcleo y el tamaño del núcleo es bien pequeño comparado con el tamaño del átomo. Con estos resultados podemos llegar a la conclusión de que los protones y neutrones, que son los que tienen mayor masa están en el núcleo y que los electrones se encuentran en el espacio alrededor del núcleo.
La diferencia entre dos elementos se debe al número diferente de protones en el núcleo junto con el número diferente de electrones fuera del núcleo. El número de neutrones generalmente aumenta con el aumento de protones en el núcleo. Así que todos los núcleos contienen un número entero de protones y este número es una propiedad fundamental del elemento, que se conoce como número atómico del elemento. La suma de protones y neutrones en el núcleo equivale al número de masa de un elemento. Un elemento se puede representar de la siguiente forma:


Donde A = número de masa Z = número atómico X = símbolo general del elemento



Los isotopos y sus implicacions y aplicaciones.

Isótopos
Los átomos del mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones; las diferentes versiones posibles de cada elemento son llamadas isótopos. Por ejemplo, el isótopo más común del hidrógeno no tiene ningún neutrón; también hay un isótopo del hidrógeno llamado deuterio, con un neutrón, y otro, tritio, con dos neutrones.





Hidrógeno

Deuterio

Tritio
Para referirse a un determinado isótopo, se escribe así: AXZ. Aquí X es el símbolo químico del elemento, Z es el número atómico, y A es el número de neutrones y protones combinados, llamado el número de masa. Por ejemplo, el hidrógeno ordinario se escribe 1H1, el deuterio es 2H1, y el tritio es 3H1.
Isotopos radiactivos
Los Isótopos radiactivos o radioisótopos son isótopos inestables de algunos elementos. Se transforman en otros elementos mediante la emisión de partículas o de radiaciones gamma.
APLICACIONES DE LOS ISÓTOPOS RADIACTIVOS
La primera utilización de los isótopos radiactivos con fines experimentales se realizó en Austria en 1913, justamente diez años después de la concesión del Premio Nobel a Henry Becquerel y Marie Curie por el descubrimiento de la Radiactividad. Fue concretamente el físico George Charles de Hevery quien utilizó un isótopo de plomo (Pb-210) para estudiar la solubilidad del sulfato y cromato de plomo.Con el invento del ciclotrón a principios de la década de los treinta y el posterior desarrollo de los reactores nucleares en la década de los cincuenta comienza la fabricación industrial de isótopos radiactivos. Las aplicaciones de los isótopos radiactivos son múltiples y abarcan distintos campos como:
Actividades médicasEn las instalaciones médicas y hospitalarias, el uso de isótopos radiactivos para el diagnóstico y tratamiento de enfermedades ha ido creciendo progresivamente en los últimos cuarenta años.Es común la utilización de elementos radiactivos no encapsulados, normalmente en estado líquido, como trazadores para el estudio del corazón, hígado, glándula tiroides, etc. En estas actividades se generan materiales de desecho contaminados con los elementos radiactivos empleados como son las jeringuillas, agujas, viales contenedores de líquidos radiactivos, guantes, papel, tejidos y material médico diverso.En el tratamiento de tumores se emplean fuentes encapsuladas que deben ser sustituidas regularmente debido al decaimiento natural de su actividadLos ensayos de ciertos fármacos con animales, dan lugar a los residuos biológicos a los que hay que proporcionar también un tratamiento similar a cualquier tipo de residuo radiactivo
Actividades de Investigación:
También se producen residuos radiactivos en aquellas actividades de investigación que emplean fuentes encapsuladas o elementos trazadores con isótopos radiactivos.En los centros de investigación nuclear (laboratorios, universidades, reactores de enseñanza e investigación) se producen a su vez residuos radiactivos de naturaleza física y química muy variable, que requieren también una gestión segura y eficaz.
Actividades Industriales:
Es frecuente y especialmente extendida la utilización de isótopos radiactivos en procesos industriales, generalmente fuentes encapsuladas de baja actividad.
Ejemplos típicos de estas aplicaciones industriales son las medidas de nivel, humedad, densidad o espesor en procesos continuos o de difícil acceso, la utilización de grammagrafias para la realización de ensayos no destructivos, su aplicación en instalaciones de esterilización, etc.
Grammagrafía industrial
Todas estas aplicaciones son muy beneficiosas para la humanidad, pero como cualquier otra actividad, genera residuos que es necesario tratar y gestionar para preservar al hombre y al medio ambiente de las acciones perniciosas de las radiaciones.
RESIDUOS DE LOS ISÓTOPOS RADIACTIVOS
La gestión de los residuos radiactivos no había recibido hasta la década de los 70 la misma atención que se había dado a la generación de energía, desde la prospección de minerales de uranio hasta la fabricación de los elementos combustibles.Sin embargo desde principios de los años 70 el problema de la gestión de los residuos ha sido planteado muy seriamente y la ciencia y tecnología han tenido que actuar con urgencia para encontrar soluciones.
Es importante tener en cuenta que hemos de enfrentarnos al problema al margen de cual sea el futuro de la energía nuclear, porque el problema de la evacuación o almacenamiento de los residuos no desaparecería si se clausurasen todas las centrales nucleares puesto que ya existen miles de toneladas almacenadas en las propias centrales.

Distribución electrónica de los elementos
En la tabla periódica siguiente se indica la configuración electrónica de los elementos químicos. Se han resaltado (en negrita) los elementos químicos que presentan configuraciones electrónicas distintas de las esperadas en función de las reglas de llenado de los orbitales. Para cada elemento se indica únicamente la configuración electrónica del último nivel.
Grupo
1
2

3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
Grupo
Periodo

Periodo
11s
H1

He2
11s
22s2p
Li1
Be2

B21
C22
N23
O24
F25
Ne26
22s2p
33s3p
Na1
Mg2

Al21
Si22
P23
S24
Cl25
Ar26
33s3p
44s3d4p
K1
Ca2

Sc21
Ti22
V23
Cr15
Mn25
Fe26
Co27
Ni28
Cu110
Zn210
Ga2101
Ge2102
As2103
Se2104
Br2105
Kr2106
44s3d4p
55s4d5p
Rb1
Sr2

Y21
Zr22
Nb14
Mo24
Tc25
Ru17
Rh27
Pd010
Ag110
Cd210
In2101
Sn2102
Sb2103
Te2104
I2105
Xe2106
55s4d5p
66s4f5d6p
Cs1
Ba2

Lu2141
Hf2142
Ta2143
W2144
Re2145
Os2146
Ir2147
Pt2148
Au2149
Hg21410
Tl214101
Pb214102
Bi214103
Po214104
At214105
Rn214106
66s4f5d6p
77s5f6d7p
Fr1
Ra2

Lr2141
Rf2142
Db2143
Sg2144
Bh2145
Hs2146
Mt2147
Uun2148
Uuu2149
Uub21410
Uut214101
Uuq214102
Uup214103
Uuh214104
Uus214105
Uuo214106
77s5f6d7p




* 6s4f5d
La2
1
Ce22
Pr23
Nd24
Pm25
Sm26
Eu27
Gd271
Tb29
Dy210
Ho211
Er212
Tm213
Yb214




**7s5f6d
Ac2
1
Th2
2
Pa221
U231
Np241
Pu26
Am27
Cm271
Bk29
Cf210
Es211
Fm212
Md213
No214



Leyes y principios para la distribución de los electrones dentro de un atomo.
Los números cuanticos
Un número cuántico es cada uno de los parámetros numéricos que caracterizan los estados propios de un hamiltoniano cuántico.
Muy especialmente, se refiere a los números que caracterizan los estados propios estacionarios de un electrón de un átomo hidrogenoide. Estos números cuánticos son:
1. El número cuántico principal (n), que está relacionado con la energía del electrón.esto demustra el tamaño del orbital
2. El (primer) número cuántico orbital (l), que es un entero positivo que está relacionado con el momento angular y está relacionado también con las correcciones energéticas del nivel orbital.esta significa la forma del atomo
3. El segundo número cuántico orbital o número cuántico magnético (m), que es número entero (positivo, negativo o cero), relacionado con el tercer componente del momento angular.
4. El número cuántico de espín (s), que para un electrón toma los valores +1/2 o -1/2.
Cada una de las capas del modelo atómico de Bohr correspondía a un valor diferente del número cuántico principal. Más tarde se introdujeron los otros números cuánticos y Wolfgang Pauli, otro de los principales contribuidores de la teoría cuántica, formuló el celebrado principio de exclusión basado en los números cuánticos, según el cual en un átomo no puede haber dos electrones cuyos números cuánticos sean todos iguales. Este principio justificaba la forma de llenarse las capas de átomos cada vez más pesados, y daba cuenta de porqué la materia ocupa lugar en el espacio.
Desde un punto de vista mecano-cuántico, los números cuánticos caracterizan las soluciones estacionarias de la Ecuación de Schrödinger.
El término "orbital atómico" se usa al menos en dos sentidos en química cuántica:
1. En el tratamiento mecanocuántico de los átomos, las funciones de ondas monoelectrónicas que se obtienen como solución de la ecuación de Schrödinger se llaman orbitales atómicos.
2. En el tratamiento mecanocuántico de las moléculas, generalmente es necesario expresar las soluciones con combinación lineal de funciones monoelectrónicas centradas en los núcleos atómicos de los átomos constituyentes de la molécula. Estas funciones se llaman "orbitales atómicos" aunque no sean soluciones de la ecuación de Schrödinger para esos átomos (si se tomaran aisladamente). Este método recibe el nombre de orbitales moleculares por combinación lineal de orbitales atómicos (método OM-CLOA).
Los orbitales usados en el método OM-CLOA usualmente decrecen exponencialmente a partir del centro atómico (componente radial en la forma r=e-kx), y reciben el nombre de orbitales de tipo Slater, o bien decrecen como una campana de Gauss (componente radial en la forma r=e-kx²), y entonces se llaman orbitales gaussianos, aunque se han usado otras formas.
En química cuántica, los orbitales moleculares son los orbitales (funciones matemáticas que describen los estados de los electrones) que pueden tener en las moléculas. Los orbitales moleculares se construyen por combinación lineal de orbitales atómicos.
Obtención de orbitales moleculares
Algunas reglas cualitativas son:
Tiene que haber el mismo número de orbitales moleculares que orbitales atómicos se utilicen para su construcción.
Los orbitales atómicos se mezclan más (es decir, contribuyen más a los mismos orbitales moleculares) si tienen energías similares.
Los orbitales atómicos sólo se mezclan si lo permiten las reglas de simetría: los orbitales que se transforman de acuerdo con diferentes representaciones irreducibles del grupo de simetría no se mezclan.
La molécula de hidrógeno
Como ejemplo simple, es ilustrativa la molécula de dihidrógeno H2, con dos átomos etiquetados H' y H". Los orbitales atómicos más bajos en energía, 1s' y 1s", no se transforman de acuerdo con la simetría de la molécula. Sin embargo, las siguientes combinaciones lineales sí lo hacen:
1s' - 1s"
Combinación antisimétrica: negada por reflexión, inalterada por las otras operaciones
1s' + 1s"
Combinación simétrica: inalterada por todas las operaciones
En general, la combinación simétrica (llamada orbital enlazante) está más baja en energía que los orbitales originales, y la combinación antisimétrica (llamada orbital antienlazante) está más alta. Como la molécula de dihidrógeno H2 tiene dos electrones, los dos pueden ser descritos por el orbital enlazante, de forma que el sistema tiene una energía más baja (por tanto, es más estable) que dos átomos de hidrógenos libres. Esto se conoce como enlace covalente.
La aproximación de orbitales moleculares como combinación lineal de orbitales atómicos (OM-CLOA) fue introducida en 1929 por Sir John Lennard-Jones. Su publicación mostró cómo derivar la estructura electrónica de las moléculas de diflúor y dioxígeno a partir de principios cuánticos. Este acercamiento cuantitativo a la teoría de orbitales moleculares representó el nacimiento de la química cuántica moderna.
Tipos de orbitales moleculares
Al enlazar dos átomos, los Orbitales atómicos se fusionan para dar orbitales moleculares de dos tipos:
Enlazantes: De menor energía que cualquiera de los orbitales atómicos a partir de los cuales se creó. Se encuentra en situación de atracción.
Antienlazantes: De mayor energía, y en consecuencia, en estado de repulsión.
Cada orbital molecular puede albergar dos electrones de espines apareados (signo opuesto). Si los espines son antiparalelos se da el estado singlete, que tienen la mayoría de los estados fundamentales. Cuando la molécula se excita, frecuentemente un electrón pasa a un orbital de mayor energía (normalmente de un orbital enlazante a uno antienlazante); en ese caso, y si ese electrón toma el mismo número de espín que el otro en el orbital enlazante, tenemos un estado triplete.
Lo tipos de orbitales moleculares son:
1. Orbitales σ enlazantes: Combinación de orbitales atómicos s con p (s-s p-p s-p p-s). Enlaces "sencillos" con grado de deslocalización muy pequeño. Electrones con geometría cilíndrica alrededor del eje de enlace.
2. Orbitales π enlazantes: Combinación de orbitales atómicos p perpendicuales al eje de enlace. Electrones fuertemente deslocalizados que interaccionan fácilmente con el entorno. Se distribuyen como nubes electrónicas por encima y debajo del plano de enlace.
3. Orbitales σ* antienlazantes: Versión excitada (de mayor energía) de los enlazantes.
4. Orbitales π* antienlazantes: Orbitales π de alta energía.
5. Orbitales n: Para moléculas con heteroátomos (como el N o el O, por ejemplo). Los electrones desapareados no participan en el enlace y ocupan este orbital.
Los electrones en orbitales antienlazantes desestabilizan la molécula. A temperatura ambiente y sin perturbar, los electrones prefieren orbitales enlazantes (de menor energía).


A4
La materia según su complejidad
Estados de la materia extraordinaria
Condensado bosé-Einstein
En química y física, el condensado de Bose-Einstein es un estado de agregación de la materia que se da en ciertos materiales a muy altas o bajas temperaturas. La propiedad que lo caracteriza es que una cantidad macroscópica de las partículas del material pasan al nivel de mínima energía, denominado estado fundamental. El condensado es una propiedad cuántica que no tiene análogo clásico. Debido al Principio de exclusión de Pauli, sólo las partículas bosónicas pueden tener este estado de agregación. Esto quiere decir que los atomos se separan y forman iones. A la agrupación de partículas en ese nivel se le llama condensado de Bose-Einstein
En la década de 1920, Satyendra Nath Bose y Albert Einstein publican conjuntamente un artículo científico acerca de los fotones de luz y sus propiedades. Bose describe ciertas reglas para determinar si dos fotones deberían considerarse idénticos o diferentes. Estas se llaman las "Estadísticas de Bose" (o a veces las "Estadísticas de Bose-Einstein"), y Einstein aplica estas reglas a los átomos preguntándose cómo se comportarían los átomos de un gas si se les aplicasen estas reglas. Así descubre los efectos que vienen del hecho de que a muy bajas temperaturas la mayoría de los átomos están al mismo nivel cuántico, que sería el más bajo posible.
Imagínese una taza de té caliente, las partículas que contiene circulan por toda la taza. Sin embargo cuando se enfría y queda en reposo, las partículas tienden a ir en reposo hacia el fondo.
Análogamente, las partículas a temperatura ambiente se encuentran a muchos niveles diferentes de energía. Sin embargo, a muy bajas temperaturas, una gran proporción de éstas alcanza a la vez el nivel más bajo de energía, el estado fundamental.
A la agrupación de partículas en ese nivel inferior se le llama Condensado de Bose-Einstein (BEC), porque la demostración está hecha de acuerdo con las ecuaciones de Einstein. Lo que seguramente no pudo imaginar es lo extraño que se vería una masa de materia con todos sus átomos en un solo nivel. Esto significa que todos los átomos son absolutamente iguales. No hay medida que pueda diferenciar uno de otro. Se trata de un estado de coherencia cuántica macroscópico.
Desarrollo teórico de la condensación de Bose-Einstein
Sea un gas de metano degenerado (esto es, alejado de la aproximación clásica de la estadística de Maxwell-Boltzmann y por tanto donde tiene relevancia la distinción entre fermiones y bosones). Consideramos que los únicos grados de libertad son traslacionales.
El número medio de partículas en un estado cuántico 'r' (o número de ocupación) viene dado por:
[1]
Donde siendo k la constante de Boltzmann.
Esta función vale cuando el argumento de la exponencial vale cero y cae rápidamente. Esto es debido a que los bosones no cumplen el principio de exclusión de Pauli y por tanto puede haber infinidad de ellos en el mismo estado cuántico individual.
Si el sistema tiene N partículas, entonces debe cumplirse que la suma de todas las partículas que se encuentren en cada estado cuántico 'r' debe dar el total.
[2]
Si el sistema es cerrado, la relación [2] nos sirve para definir el potencial químico μ.
Supongamos además que el mínimo nivel de energía accesible a una partícula es . Esto es admisible ya que coincide con el menor valor de la energía que puede tener un gas de partículas con grados traslacionales de libertad.
Esta imposición obliga a que . De no ser así, entonces habría estados cuya energía sería menor que el potencial químico y resultaría que los números medios de ocupación serían una cantidad negativa lo cual no es posible.
Supongamos que la diferencia entre dos niveles consecutivos de energía es tan pequeña que podemos cambiar el sumatorio por una integral.
Conviene separar el cálculo del número total de partículas en dos partes, una que de cuenta de aquellas cuyo valor de la energía es cero, y otro distinta de cero. De no hacerlo llegaríamos a una contradicción, como veremos.
El número de partículas cuya energía es distinta de cero viene dada por la siguiente expresión, donde ρ(E) es la distribución de probabilidad que nos dice cuantas partículas tienen su energía comprendida entre E y E + dE.
Se puede demostrar que la distribución de probabilidades viene dada por:
Siendo g el grado de degeneración, V el volumen del sistema, h la constante de Planck, m la masa de los bosones y E la energía.
De tal manera que,
Haciendo el cambio de variable z = β(E − μ) se tiene:
Utilizando que:
para x > 1.
Donde Γ(x) es la función Gamma de Euler y ζ(x) es la función zeta de Riemann.
Se llega a que:
De modo que:
[3]
Es el número máximo de partículas que el sistema puede tener a una temperatura dada en los estados excitados. Lo llamaremos N'max.
Esto nos permite definir la llamada temperatura de Bose, o temperatura crítica, en la cual μ(T0) = 0.
Donde β0 = (kT0) − 1
Procediendo del mismo modo que en el cálculo anterior, se halla
Si hubiéramos tomado únicamente la expresión [3], tendríamos que:
Lo cual haría que en T = 0 no pudiera existir un gas de bosones, lo cual contradice la experiencia. Por eso hemos dividido el cálculo en dos partes.
Si dividimos la ecuación [3] por la densidad total del sistema obtenemos que:
A temperaturas mucho mayores que T0, este cociente es mayor que la unidad. Eso significa que nuestro sistema admite más bosones en los estados excitados de los que tenemos actualmente.
A temperaturas menores que T0 el cociente es menor que la unidad. Eso significa que muchas de las partículas constituyentes de nuestro sistema se han ido al estado fundamental al no poder haber tantas en los estados excitados.
Es el otro sumando, el número de partículas en el estado fundamental. En T < T0 se verifica que de modo que
Aquí vemos como cuando , . Es decir, los bosones se agrupan en el estado fundamental.
Este fenómeno se conoce como condensación de Bose-Einstein. La denominación puede inducir a error pues no se trata de una condensación como un gas normal. Cuando un gas ideal clásico cambia de estado gaseoso a líquido decimos que se condensa, en ese caso disminuye su volumen (o aumenta su densidad). En el condensado de Bose no hay disminución de volumen, las partículas se quedan quietas.
Si dibujáramos en el espacio fásico (q, p) de posiciones y momentos conjugados, el condensado de un gas corriente estaría agrupado cerca de q = 0 (eje horizontal) mientras que en el condensado de Bose esta agrupación se produce en torno a p = 0 (eje vertical).

Obtención en laboratorio
Eric Cornell y Carl Weiman lograron en 1995 por primera vez, enfriar átomos al más bajo nivel de energía, menos de una millonésima de Kelvin por encima del Cero absoluto, una temperatura muy inferior a la mínima temperatura encontrada en el espacio exterior. Utilizaron el método de enfriamiento por láser, haciendo que la luz rebote en los átomos con más energía que su impacto sobre los mismos. Cuando los fotones rebotan en el átomo, el electrón en el átomo que absorbe el fotón salta a un nivel superior de energía y rápidamente salta de regreso a su nivel original, expulsando el fotón de nuevo, logrando el descenso de su temperatura.
Para que ello suceda se necesita el color y frecuencia exacta de láser para la clase de átomo a enfriar. Finalmente, la sustancia se enfría aún más con el evaporamiento magnético de los átomos con más energía. Consistente en dejar escapar del confinamiento magnético a los átomos más energéticos, que al escapar se llevan consigo más energía de la que le corresponde, logrando así dejar dentro lo de más baja temperatura.
Superfluidez y Superconductividad [
La superconductividad es un ejemplo de condensado. En ésta son los pares de Cooper (asociaciones de una pareja de electrones) los que se comportan como un bosón y decae al nivel fundamental. La supercondutividad está caracterizada por la ausencia de resistencia eléctrica.
La superfluidez es otro ejemplo de condensado. El Helio cuando se enfría se licúa, si seguimos enfriando los átomos de Helio (que son bosones) descienden al nivel de mínima energía. Esto hace los átomos no adquieran energía por fricción, lo que hace que no disipe energía por movimiento. El resultado es una ausencia casi completa de viscosidad.
Se le atribuye un efecto cuántico macroscópico óptico al condensado Bose-Einstein de átomos de sodio que al inducirle electromagnéticamente el estado de traslucidez que tiene la propiedad de reducir la velocidad de la luz en forma asombrosa. Hasta 20 millones de veces su velocidad en el vacío, equivalente a 17 metros por segundo (m/s).



Estado super fluido ESO
"Eso", otro estado de la materia
Eso aparece en objetos tan diversos como semiconductores, núcleos atómicos y estrellas de neutrones. Varios grupos de investigación están en carrera para recrear eso en el laboratorio, dentro de motitas microscópicas de gas ultrafrío. Si tienen éxito, eso va a permitir estudios experimentales de procesos que estaban hasta ahora en el dominio de los teóricos. "Eso" es un estado superfluido de la materia que se presenta, según se ha predicho, cuando las partículas cuánticas que normalmente se evitan una a otra se aparean y se comportan, en grupos masivos, como un único cuerpo fluido.
Me fascina el lenguaje que se utiliza cuando se espían los secretos de la materia. Viendo esta terminología de libro de magia, no me queda duda de que los científicos están penetrando —y nosotros con ellos, al leer sus especulaciones y descubrimientos— en otro mundo.
El estado superfluido que han bautizado "Eso" ("It", en inglés, como el difuso monstruo de Stephen King) involucra una amplia clase de partículas cuánticas llamadas fermiones. De acuerdo a la mecánica cuántica, todas las partículas naturales o son bosones o son fermiones. Las diferentes características de esas dos clases se acentúan mucho a temperaturas muy bajas. Los bosones se juntan "socialmente" en un único estado cuántico, formando lo que se llama un condensado de Bose-Einstein. Los fermiones, en contraste, actúan como individualistas, porque nunca se encuentra a dos juntos ocupando el mismo estado cuántico. Cuando las cosas se enfrían más, los fermiones ocupan cada vez más los estados más bajos de energía, colocándose cada uno en un estado, como una hilera de personas haciendo fila en una angosta escalera. A este estado de la materia, en el que los estados más bajos de energía están ocupados cada uno por un fermión, se le llama "gas degenerado de Fermi".
Un gas de litio 6 superfrío, comprimido inicialmente en forma de delgado cilindro, se expande radialmente al ser liberado, un resultado que sugiere superfluidez, sin que esto sea concluyente. La secuencia va desde 0,1 a 2,0 milisegundos después de la liberación.
En 1999, Deborah S. Jin y Brian DeMarco de JILA en Boulder, Colorado, Estados Unidos, produjeron el primer gas degenerado de Fermi con los átomos de una pequeña nube de átomos de potasio encerrados en una trampa magnética. Pero este gas degenerado es sólo una parte de la historia. En sistemas degenerados similares que aparecen en el helio 3 líquido, y entre los electrones en los superconductores, ocurre algo nuevo: algunos fermiones se agrupan en parejas llamadas pares de Cooper. Aunque están compuestos por fermiones, estos pares son bosónicos, de modo que forman un estado superfluido muy parecido a un condensado de Bose-Einstein. En el helio 3 este estado es el responsable de la propiedad de superfluidez. En un superconductor permite la circulación de electricidad sin resistencia.
Ahora, ¿se puede producir un estado superfluido en los sistemas gaseosos fermiónicos? La teoría predice que, usualmente, los pares atómicos de Cooper sólo se forman a una temperatura mucho más baja que la requerida para la degeneración, un nivel de frío que por el momento parece más allá del alcance experimental. Sin embargo recientemente se ha sugerido un método alternativo, basado en el hecho de que los pares de Cooper no dependen sólo de la temperatura, sino de la interacción entre los átomos. En lugar de enfriar más el gas ¿por qué no incrementar la posibilidad de interacción? Fortuitamente, la naturaleza ofrece un camino conveniente para ajustar la interacción, que es aplicar un campo magnético con la fuerza justa para crear lo que se llama una resonancia de Feshbach, que genera una poderosa interacción atractiva o repulsiva entre los átomos. (Para que se formen los pares de Cooper se necesita una interacción atractiva.)
A fines del 2002 un grupo dirigido por John E. Thomas de la Duke University utilizó estas técnicas con átomos de litio 6 para producir unos resultados de superfluidez altamente sugestivos. El gas atrapado formó un delgado cilindro y cuando se apagaron los haces de láser de la trampa el gas se expandió radialmente hasta formar un disco, pero a lo largo del eje del cilindro se produjo una expansión muy pequeña. Esta expansión anisotrópica se había predicho como el estado Hallmark de superfluidez.
Como hizo notar el grupo de Duke, sin embargo, esta expansión anisotrópica puede ser causada por otros efectos. De hecho, experimentos llevados a cabo a principio de este año por el grupo de Jin y por Christophe Salomon y sus colegas en la École Normale Supérieure de París, Francia, mostraron expansiones anisotrópicas similares en situaciones en las que no debería presentarse la superfluidez.
Se necesita una técnica para detectar directamente los pares de Cooper del superfluido. Jin, y también el grupo de Wolfgang Ketterle en el Massachusetts Institute of Technology (MIT), reportaron hace poco que usaron ondas de radio para estudiar con precisión los estados de los átomos en el gas degenerado en la trampa; si hay pares de Cooper, la energía de enlace de los pares se debería observar con claridad. Ninguno de los grupos ha visto tales señales de pares de Cooper, pero ambos han develado útiles detalles nuevos de cómo interactúan los átomos fermiónicos cerca de una resonancia de Feshbach.
Varios grupos de investigación han estudiado recientemente la formación en gases de moléculas de dos átomos enlazados débilmente.
"Esperamos poder convertir [las moléculas] en pares de Cooper", dijo Ketterle. Y en agosto el teórico Yvan Castin y sus colegas en la École Normale Supérieure sugirieron de qué manera se podría hacer: dejar primero que las moléculas se junten en una condensación de Bose y luego ajustar la resonancia de Feshbach. Si así resulta, los experimentadores están a un paso de lograr lo que buscan: un nuevo estado de la materia.


Estado fermionico
Condensado Fermiónico es una falacia. La naturaleza del condensado implica que todas las partículas que lo conforman se encuentran en el mismo estado cuántico, lo cual es sólo posible si dichas partículas son bosones. Ahora bien, el Principio de exclusión de Pauli impide que cualquier pareja de Fermiones ocupe el mismo estado cuántico al mismo tiempo. Por lo tanto un condensado fermiónico no puede existir.
Sin embargo, en el año 2004, el grupo de D. Jin logró la condensación de pares de átomos fermionicos. La suma de espines de un par de átomos con el mismo espín siempre va a ser entero. Si un par de átomos fermiónicos idénticos forman una molécula, esta se va a caracterizar por un espín entero. Por lo tanto dicha molécula es un bosón que puede condensar.
Valga aclarar que el fenómeno de la condensación es diferente a la formación de Pares de Cooper en el marco de la Teoría BCS. Si bien es cierto que un Par de Cooper se puede asimilar a un bosón, ello no significa que la formación de los pares de Cooper implique automáticamente la presencia de un condensado. Para obtener un condensado de Pares de Cooper es necesario que se agrupen todos en el mismo estado cuántico.
El condensado Fermiónico se comporta como una onda y no como partícula ya que es muy poco el tiempo que se mantiene estable.
Las moléculas del gas fermiónico son fermiones y no bosones ya que, aunque se unan solamente fermiones, estos van a completar el espín a un entero y se estabiliza por ese momento.
El principio de exclusión de Pauli establece que es imposible que dos fermiones ocupen el mismo lugar. Esto con el tiempo se ha alterado puesto que los electrones estabilizan a la onda dándole una forma estable.
Deborah S. Jin, Markus Greiner y Cindy Regal han dado un paso más y también, gracias a la ultra congelación de partículas, han encontrado una nuevo estado de la materia, el sexto: el gas fermiónico. Como aseguran estos físicos, el hielo cuántico está compuesto de bosones, una clase de partículas que inherentemente son gregarias y sus leyes estadísticas tienden a favorecer la ocupación múltiple de un mismo estado cuántico. Sin embargo, el gas fermiónico está completamente integrado por fermiones. Éstos, a diferencia de los bosones, son poco sociables y por definición nunca dos de ellos pueden ocupar el mismo estado de movimiento. Un par de fermiones idénticos no pueden ocupar el mismo estado cuántico. A altas temperaturas, las conductas de estas partículas elementales son casi imperceptibles. Sin embargo, cuando se enfrían tienden a buscar los estados de más baja energía y es en este instante cuando se acentúa el carácter antagónico de bosones y fermiones. ¿Pero cómo se comportan los fermiones ultra congelados?
Para resolver el enigma, los físicos de Boulder usaron rayos láser para atrapar una pequeña nube de 500.000 átomos de potasio. Limitando su movimiento natural, enfriaron los átomos a 50.000 millonésimas de grados por encima del cero absoluto. Pos su carácter arisco, los fermiones de esos átomos deberían repelerse, pero no fue así. Al aplicar un campo magnético a los átomos super fríos, éstos se juntaron brevemente en parejas y crearon un maravilloso condensado. Según los padres del nuevo estado, este hallazgo podría dar pie a una amplia gama de aplicaciones prácticas. Por ejemplo, el gas fermiónico ofrece una nueva línea de investigación en el campo de la superconductividad, el fenómeno por el que la electricidad discurre sin resistencia alguna.
Estado solido
Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas.Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas:
Estado liquido
Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas.Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez o la viscosidad.En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía).
Estado gaseoso
Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido.Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión
A5
La clasificación de la materia
Los compuestos físicos o mezclas homogéneas y heterogeneas
Básicamente existen dos tipos de mezclas, las homogéneas y las heterogéneas.
Las mezclas homogéneas son aquellas en las que tomemos una muestra del punto que tomemos de la mezcla las propiedades son iguales para todas las mezclas (composición, color, índice de refracción, conductividad, temperatura...). Se dice que están compuestas de una sola fase.
Las mezclas heterogéneas son aquellas en que puntos diferentes de la muestra pueden tener propiedades diferentes: están compuestas por dos o más fases. Un ejemplo típico es el agua con aceite, según de donde cojamos la muestra tendremos las propiedades del agua o las del aceite.




Las soluciones
SOLUCIONES: Mezclas homogéneas (una sola fase) con composiciones variables. Resultan de la mezcla de dos o más sustancias puras diferentes cuya unión no produce una reacción química sino solamente un cambio físico. Una sustancia (soluto) se disuelve en otra (solvente) formando una sola fase. Los componentes pueden separarse utilizando procedimientos físicos.
Supensiones
Las suspensiones son mezclas heterogéneas formadas por un sólido en polvo (soluto) o pequeñas partículas no solubles (fase dispersa) que se dispersan en un medio líquido (dispersante o dispersora).
Las suspensiones presentan las siguientes características
Sus partículas son mayores que las de las disoluciones y los coloides, lo que permite observarlas a simple vista.
Sus partículas se sedimentan si la suspensión se deja en reposo.
Los componentes de la suspensión pueden separarse por medio de centrifugación, decantación, filtración y evaporación.
Ejemplos de suspensiones son:
algunos medicamentos
la arena mezclada con el cemento
las aguas frescas elaboradas con frutas naturales
algunas pinturas vinílicas
Coloides
En química un coloide, suspensión coloidal o dispersión coloidal es un sistema físico que está compuesto por dos fases: una continua, normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas, por lo general sólidas, de tamaño mesoscópico (es decir, a medio camino entre los mundos macroscópico y microscópico). Así, se trata de partículas que no son apreciables a simple vista, pero mucho más grandes que cualquier molécula. En particular, la comunidad científica define la escala mesoscópica como la situada entre unos 10 nanómetros y 1000 micrómetros.
El nombre coloide fue introducido por el físico escocés Thomas Graham en 1861 y proviene de la raíz griega kolas que significa que puede pegarse. Este nombre hace referencia a una de las principales propiedades de los coloides: su tendencia espontánea a agregar o formar coágulos.
Aunque el coloide por excelencia es aquel en el que la fase continua es un líquido y la fase dispersa se compone de partículas sólidas, pueden encontrarse coloides cuyos componentes se encuentran en otros estados de agregación. En la siguiente tabla se recogen los distintos tipos de coloides según el estado de sus fases continua y dispersa:

Fase Dispersa
Gas
Líquido
Sólido
Fase Continua
Gas
No es posible porque todos los gases son solubles entre sí
Aerosol líquido,
Ejemplos: niebla, bruma
Aerosol sólido,
Ejemplos: Humo, polvo en suspensión
Líquido
Espuma,
Ejemplos: Espuma de afeitado
Emulsión,
Ejemplos: Leche, salsa mayonesa, crema de manos, sangre
Dispersión coloidal,
Ejemplos: Pinturas, tinta china
Sólido
Espuma Sólida,
Ejemplos: piedra Pómez, Aerogeles
Gel,
Ejemplos: Gelatina, gominola, queso
Emulsión sólida,
Ejemplos: Cristal de rubí
Actualmente, y debido a sus aplicaciones industriales y biomédicas, el estudio de los coloides ha cobrado una gran importancia dentro de la química física y de la física aplicada. Así, numerosos grupos de investigación de todo el mundo se dedican al estudio de las propiedades ópticas, acústicas, de estabilidad y de su comportamiento frente a campos externos. En particular, el comportamiento electrocinético (principalmente las medidas de movilidad electroforética) o la conductividad de la suspensión completa.
Por lo general, el estudio de los coloides es experimental, aunque también se realizan grandes esfuerzos en los estudios teóricos, así como en desarrollo de simulaciones informáticas de su comportamiento. En la mayor parte de los fenómenos coloidales, como la conductividad y la movilidad electroforética, estas teorías tan sólo reproducen la realidad de manera cualitativa, pero el acuerdo cuantitativo sigue sin ser completamente satisfactorio.
Propiedades de soluciones coloides
Sus partículas no pueden ser observadas a simple vista.
Los filtros que no pueden atravesar son las membranas semipermeables, como el papel celofán y el colodión.
Sus partículas presentan movimiento browniano
Sus partículas presentan el efecto Tyndall
Son opalescentes
espumas
La espuma es una capa de líquido globular enclaustrando vapor o gas. Las espumas son como las emulsiones en que capas de adsorción rodean la fase dispersa en ambos sistemas. Sin embargo, las espumas difieren de las emulsiones en dos aspectos: la fase dispersa es un gas en las espumas y un líquido en las emulsiones; las burbujas de gas de las espumas son mucho más grandes que los glóbulos en las emulsiones. Las espumas son sistemas coloidales por la delgadez de las capas que rodean las burbujas de gas, éstas son de dimensiones coloidales o las capas tienen propiedades coloidales.
La espuma que se puede observar en los océanos y, sobre todo, al romper las olas en la costa, es la aglomeración de burbujas que persiste durante un corto tiempo en la superficie del mar, agitada por causas mecánicas. La formación de la espuma marina se facilita por varios factores químicos o físicos: una diferencia muy grande entre el aire y el agua, la alcalinidad del agua, el contenido de ésta en coloides disueltos, etc.
En Mineralogía, se llama espuma de hierro al mineral de hematita, mientras que la espuma de manganeso es un óxido de manganeso que se encuentra en estado terroso.
Geles
Un gel (del latín gelu - frío, helado o gelatus - congelado, inmóvil) es un sistema coloidal donde la fase continua es sólida y la discontinua es líquida. Los geles presentan una densidad similar a los líquidos, sin embargo su estructura se asemeja más a la de un sólido. El ejemplo más común de gel es la gelatina comestible.
Ciertos geles presentan la capacidad de pasar de un estado coloidal a otro, es decir, permanecen fluidos cuando son agitados y se solidifican cuando permanecen inmóviles. Esta característica se denomina tixotropía. El proceso por el cual se forma un gel se denomina gelación.
Reemplazando el líquido con gas es posible crear aerogeles, materiales con propiedades excepcionales como densidades muy bajas, elevada porosidad y excelente aislamiento térmico.
Aplicaciones
Muchas sustancias pueden formar geles cuando se añade un agente gelificante. Esto suele ser utilizado en la manufactura de diversos productos, desde comida a pinturas, pasando por adhesivos.
En los cables de fibra óptica se utiliza una gelatina derivada del petróleo para envolver una o varias fibras. Este gel sirve para lubricar y mantener las fibras en el interior del cable flexible, así como para evitar el contacto con agua si el cable se agrietara. También se utilizan últimamente como material para evitar ciertos procesos de reflexión que podrían interferir en la transmisión de señal a través de la fibra óptica.
Los geles también son importantes en la parte de la química relacionada con los procesos sol-gel y en la síntesis de materiales sólidos con nanoporos.
Clasificaciones
1.- Orgánicos o inorgánicos en la naturaleza.
2.- Acuosos (hidrogeles) u orgánicos (organogeles), según si el componente acuoso es agua o algún solvente orgánico.
3.- Coloidales o de grano grueso, según el tamaño de las partículas.
4.- Geles rígidos, elásticos o tixotrópicos, según sus propiedades mecánicas.





A5 Los compuestos químicos
En química, un compuesto es una sustancia formada por la unión de 2 o más elementos de la tabla periódica, en una razón fija. Una característica esencial es que tiene una fórmula química. Por ejemplo, el agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno en la razón de dos a uno (en número de átomos).
En general, esta razón fija es debida a una propiedad intrínseca. Un compuesto está formado por moléculas o iones con enlaces estables y no obedece a una selección humana arbitraria. Por este motivo el bronce o el chocolate son denominadas mezclas o aleaciones pero no compuestos.
Los elementos de un compuesto no se pueden dividir o separar por procesos físicos (decantación, filtración, destilación, etcétera), sino sólo mediante procesos químicos.
Los compuestos se dividen en tres grandes ramas:
Binarios: Son aquellos que tienen 2 elementos; destacan el Ácido, Óxido anhídrido, Sal(Na Cl), Peróxido, Hidruro.
Terciarios: Son aquellos que tienen 3 elementos; destacan Orto, Meta, Piro.
Cuaternarios: Son aquellos que tienen 4 elementos; en esta rama están comprendidos los radicales.
Tanto los elementos como los compuestos son sustancias puras
Las sales
En química, una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anión.
La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y una base (hidróxido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.
Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro sódico. Su fórmula química es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico(NaOH) y ácido clorhídrico, HCl.
En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidos o disueltos en agua, conducen la electricidad.
Soluciones salinas [editar]
Una solución salina de un ácido fuerte con una base fuerte resulta altamente ionizada y, por ello, neutra. La explicación es que los contraiones de los ácidos fuertes y las bases débiles son bastante estables, y por tanto no hidrolizan al agua. Un ejemplo sería el cloruro sódico, el bromuro de litio y otras.
Una solución salina de un ácido fuerte con una base débil es ácida. Esto es así porque, tras disociarse la sal al disolverse, la base débil tiene tendencia a captar OH-, hidróxidos que va a obtener hidrolizando el agua. Finalmente, tenemos un exceso de iones hidronio en disolución que le confieren acidez a la disolución. A más débil la base, más ácida será la disolución resultante. Químicamente:
Una solución salina de un ácido débil con una base fuerte es básica. El mecanismo es el mismo que en caso anterior: el ácido, al ser débil, tenderá a captar un protón, que debe proceder necesariamente de la hidrólisis del agua. Un ejemplo, la disolución en agua del acetato de sodio:





Los oxidos
Un óxido, en química, es compuesto binario del oxígeno combinado con otro elemento. El oxígeno se puede combinar directamente con todos los elementos, excepto con los gases nobles, los halógenos, como el cobre, el mercurio, el platino, el iridio y el oro.Los óxidos pueden ser compuestos iónicos o covalentes dependiendo de la posición que ocupa en la tabla periódica el elemento con el que se combina el oxígeno.La mayor parte de los óxidos de los elementos no metálicos existen como moléculas sencillas y sus puntos de fusión y ebullición son muy bajos. Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos, por lo que también se les conoce como óxidos ácidos.Los metales con energías de ionización bajas tienden a dar óxidos iónicos que reaccionan con el agua formando hidróxidos, y se les denomina por ello óxidos básicos. Al aumentar la energía de ionización de los átomos metálicos, el carácter de los enlaces metal-oxígeno es intermedio entre iónico y covalente y los óxidos muestran características ácidas y básicas, por lo que se les conoce como óxidos anfóteros.Los óxidos son muy abundantes, no sólo en la superficie de la Tierra, sinó también en otros cuerpos rocosos, como el planeta Marte. Tienden a dar a los suelos un matíz rojizo.
Los acidos y bases
· propiedades de ácidos y bases;
• Las soluciones ácidas tienen sabor "ácido", degustable sin riesgos en el vinagre, que contiene ácido acético; el limón, con ácido cítrico y la leche, con ácido láctico
• Las soluciones básicas concentradas son cáusticas: afectan la piel como si la quemaran.
Ácidos y bases actúan sobre los indicadores, virando su coloración.
Muchos ácidos reaccionan con metales comunes:
Fe, Al, Zn, Mg, Sn
Desprendiéndose hidrógeno gaseoso, inflamable:
H 2 (g)
Tanto los ácidos como las bases son electrólitos: sustancias que cuando se disuelven en agua se ionizan, y, por lo tanto, conducen la corriente eléctrica.
· ácidos y bases, según ARRHENIUS;
La teoría iónica de ARRHENIUS define conceptualmente a ácidos y bases:
• Ácido es una sustancia que, disuelta en agua, da cationes de hidrógeno.
Anión + H+
• Base es una sustancia que, disuelta en agua, da aniones de oxhidrilo.
Catión + OH-
· ácidos y bases según BRÖNSTED;
De acuerdo con BRÖNSTED, basta considerar un solo elemento, el catión de hidrógeno.
· Un ácido suministra cationes de hidrógeno: H +.
· Una base acepta cationes de hidrógeno: H +.
BRÖNSTED no niega la existencia de los aniones de oxidrilo, pero les quita participación en las definiciones.
¿Por qué el coruro de hidrógeno gaseoso: ClH(g) , disuelto en agua, se transforma en ácido clorhídrico?
El cloruro de hidrógeno es un "ácido de
BRÖNSTED" y cede catión hidrógeno:
Este catión hidrógeno puede ser aceptado
por una molécula de agua, que –cuando
lo coordina- se convierte en catión hidronio:
Las dos ecuaciones pueden sumarse miem-
bro a miembro: el catión hidrógeno produ-
cido en la primera se consume en la segunda:
La misma idea es aplicable a otros ácidos.
H2O = H+ + OH-
NH3(g) + H+ = NH+4
Amoníaco catión amonio
La suma de ambas ecuaciones da:
El anión oxhidrilo, derivado de esta reacción, confiere las propiedades básicas a la solución amoniacal. La asociación del catión amonio con el anión oxhidrilo -invirtiendo la ionización- origina el hidróxido de amonio.
NH+4 + OH- = NH4OH
Hidróxido de
amonio
El agua es anfótera, cuando reacciona con cloruro de hidrógeno acepta cationes de hidrógeno: actúa como una "base de BRÖNSTED" , y cuando reacciona con amoníaco, le cede un catión hidrógeno: es un "ácido de BRÖNSTED"`.
· hidrácidos, oxoácidos e hidróxidos;
2. Los hidrácidos
Las propiedades ácidas solamente se manfiestan en soluciones acuosas.
Son los cationes de hidrógeno: H+ - o el hidronio: H3O, si se da participación al agua- y no a la molécula no ionizada, quienes confieren la acidez a la solución:
SH2(g) + 2 H2O = S-2 + 2 H3O +
Consecuentemente:
En una solución ácida hay cationes de hidrógeno, acompañados por sus respectivos aniones.
Los ácidos más simples son los hidrácidos, formados por los compuestos binarios del azufre y los halógenos con el hidrógeno. La nomenclatura diferencia las sustancias gaseosas de sus soluciones ácidas.
Hídrico es la terminación común a todos los nombres de los hidrácidos, cuyos respectivos aniones concluyen en uro.
Compuestos covalentes:
Hidrácido

Anión
FH(g)
Fluoruro
FH(aq)
Ácido fluorhídrico
F- fluoruro
ClH(g)
Cloruro de
ClH(aq)
Ácido clorhídrico
Cl- cloruro
BrH(g)
Bromuro hidrógeno
BrH(aq)
Ácido bromhídrico
Br- bromuro
IH(g)
Ioduro
IH(aq)
Ácido iodhídrico
I- ioduro
SH2(g)
Sulfuro
SH2(aq)
Ácido sulfhídrico
S-2 sulfuro
3. Los oxoácidos
Los oxoácidos son ácidos de composición más complicada. Sus elementos componentes son tres:
Además, casi siempre, se obtienen por combinación de un óxido ácido con agua.
Todos los oxoácidos disueltos en agua ionizan, dando cationes hidrógeno.
SO3H2 = SO3 –2 + 2H+
Ácido anión
Sulfuroso sulfito
SO4H2 = SO4 –2 + 2H+
Ácido anión
Sulfúrico sufato
De las anteriores ecuaciones de ionización resulta que:
· Cuando la molécula del oxoácido ioniza, da un anión y cationes hidrógeno.
· La cantidad de cationes hidrógeno es numéricamente igual a la carga iónica del anión.
· Los oxoaniones están constituidos por átomo de no-metal, unido por covalencias –comunes y de coordinación- con átomos de oxígeno.
· Se necesitan reglas para denominar los oxoaniones: aniones oxigenados, derivados de los oxoácidos.
4. Nomenclatura de los oxoácidos y sus aniones:
Los nombres de los oxoácidos y sus respectivos aniones se derivan de los óxidos-ácidos y de los números de oxidación del elemento no metálico. Se presentan tres casos principales:
Un solo ácido, con el nombre terminado en ico: CO3H2 = ácido carbónico. (nº ox. IV)
Para el anión el sufijo ico se sustituye por ato:
CO3H2 = CO3 –2 + 2 H+
Ácido anión
Carbónico carbonato
SUFIJOS
Nombre de los oxoácidos
Nombre de sus respectivos oxoaniones
Hipo ................. oso
Hipo .................. ito
................. oso
.................. ito
................. ico
.................. ato
Per ................. ico
Per .................. ato
Los elementos químicos
El término elemento químico hace referencia a una clase de átomos, todos ellos con el mismo número de protones en su núcleo. Aunque, por tradición, se puede definir elemento químico como aquella sustancia que no puede ser descompuesta, mediante una reacción química, en otras más simples.
Es importante diferenciar a un «elemento químico» de una sustancia simple. El ozono (O3) y el dioxígeno (O2) son dos sustancias simples, cada una de ellas con propiedades diferentes. Y el elemento químico que forma estas dos sustancias simples es el oxígeno (O). Otro ejemplo es el del elemento químico carbono, que se presenta en la naturaleza como grafito o como diamante (estados alotrópicos).
Se conocen más de 118 elementos. Algunos se han encontrado en la naturaleza, formando parte de sustancias simples o de compuestos químicos. Otros han sido creados artificialmente en los aceleradores de partículas o en reactores atómicos. Estos últimos son inestables y sólo existen durante milésimas de segundo.
Los elementos químicos se encuentran clasificados en la tabla periódica de los elementos. A continuación se detallan los elementos conocidos, ordenados por su número atómico.
Número atómico
Nombre
Símbolo
Periodo,Grupo
Masa atómica(g/Mol)
Densidad(g/cm³)a 20°C
Fusión (°C)
Ebullición (°C)
Año de sudescubrimiento
Descubridor
1
Hidrógeno
H
1, 1
1.00794(7)(2) (3) (4)
0.084 g/l
-259.1
-252.9
1766
Cavendish
2
Helio
He
1, 18
4.002602(2)(2) (4)
0.17 g/l
-272.2
-268.9
1895
Ramsay y Cleve
3
Litio
Li
2, 1
6.941(2)(2) (3) (4) (5)
0.53
180.5
1317
1817
Arfwedson
4
Berilio
Be
2, 2
9.012182(3)
1.85
1278
2970
1797
Vauquelin
5
Boro
B
2, 13
10.811(7)(2) (3) (4)
2.46
2300
2550
1808
Davy y Gay-Lussac
6
Carbono
C
2, 14
12.0107(8)(2) (4)
3.51
3550
4827
Prehistoria
Desconocido
7
Nitrógeno
N
2, 15
14.0067(2)(2) (4)
1.17 g/l
-209.9
-195.8
1772
Rutherford
8
Oxígeno
O
2, 16
15.9994(3)(2) (4)
1.33 g/l
-218.4
-182.9
1774
Priestly y Scheele
9
Flúor
F
2, 17
18.9984032(5)
1.58 g/l
-219.6
-188.1
1886
Moissan
10
Neón
Ne
2, 18
20.1797(6)(2) (3)
0.84 g/l
-248.7
-246.1
1898
Ramsay y Travers
11
Sodio
Na
3, 1
22.98976928(2)
0.97
97.8
892
1807
Davy
12
Magnesio
Mg
3, 2
24.3050(6)
1.74
648.8
1107
1755
Black
13
Aluminio
Al
3, 13
26.9815386(8)
2.70
660.5
2467
1825
Oersted
14
Silicio
Si
3, 14
28.0855(3)(4)
2.33
1410
2355
1824
Berzelius
15
Fósforo
P
3, 15
30.973762(2)
1.82
44 (P4)
280 (P4)
1669
Brand
16
Azufre
S
3, 16
32.065(5)(2) (4)
2.06
113
444.7
Prehistoria
Desconocido
17
Cloro
Cl
3, 17
35.453(2)(2) (3) (4)
2.95 g/l
-34.6
-101
1774
Scheele
18
Argón
Ar
3, 18
39.948(1)(2) (4)
1.66 g/l
-189.4
-185.9
1894
Ramsay y Rayleigh
19
Potasio
K
4, 1
39.0983(1)
0.86
63.7
774
1807
Davy
20
Calcio
Ca
4, 2
40.078(4)(2)
1.54
839
1487
1808
Davy
21
Escandio
Sc
4, 3
44.955912(6)
2.99
1539
2832
1879
Nilson
22
Titanio
Ti
4, 4
47.867(1)
4.51
1660
3260
1791
Gregor y Klaproth
23
Vanadio
V
4, 5
50.9415(1)
6.09
1890
3380
1801
del Río
24
Cromo
Cr
4, 6
51.9961(6)
7.14
1857
2482
1797
Vauquelin
25
Manganeso
Mn
4, 7
54.938045(5)
7.44
1244
2097
1774
Gahn
26
Hierro
Fe
4, 8
55.845(2)
7.87
1535
2750
Prehistoria
Desconocido
27
Cobalto
Co
4, 9
58.933195(5)
8.89
1495
2870
1735
Brandt
28
Níquel
Ni
4, 10
58.6934(2)
8.91
1453
2732
1751
Cronstedt
29
Cobre
Cu
4, 11
63.546(3)(4)
8.92
1083.5
2595
Prehistoria
Desconocido
30
Zinc
Zn
4, 12
65.409(4)
7.14
419.6
907
Prehistoria
Desconocido
31
Galio
Ga
4, 13
69.723(1)
5.91
29.8
2403
1875
Lecoq de Boisbaudran
32
Germanio
Ge
4, 14
72.64(1)
5.32
937.4
2830
1886
Winkler
33
Arsénico
As
4, 15
74.92160(2)
5.72
613
613(sublimación)
ca. 1250
Albertus Magnus
34
Selenio
Se
4, 16
78.96(3)(4)
4.82
217
685
1817
Berzelius
35
Bromo
Br
4, 17
79.904(1)
3.14
-7.3
58.8
1826
Balard
36
Kriptón
Kr
4, 18
83.798(2)(2) (3)
3.48 g/l
-156.6
-152.3
1898
Ramsay y Travers
37
Rubidio
Rb
5, 1
85.4678(3)(2)
1.53
39
688
1861
Bunsen y Kirchhoff
38
Estroncio
Sr
5, 2
87.62(1)(2) (4)
2.63
769
1384
1790
Crawford
39
Itrio
Y
5, 3
88.90585(2)
4.47
1523
3337
1794
Gadolin
40
Circonio
Zr
5, 4
91.224(2)(2)
6.51
1852
4377
1789
Klaproth
41
Niobio
Nb
5, 5
92.906 38(2)
8.58
2468
4927
1801
Hatchett
42
Molibdeno
Mo
5, 6
95.94(2)(2)
10.28
2617
5560
1778
Scheele
43
Tecnecio
Tc
5, 7
[98.9063](1)
11.49
2172
5030
1937
Perrier y Segrè
44
Rutenio
Ru
5, 8
101.07(2)(2)
12.45
2310
3900
1844
Klaus
45
Rodio
Rh
5, 9
102.90550(2)
12.41
1966
3727
1803
Wollaston
46
Paladio
Pd
5, 10
106.42(1)(2)
12.02
1552
3140
1803
Wollaston
47
Plata
Ag
5, 11
107.8682(2)(2)
10.49
961.9
2212
Prehistoria
Desconocido
48
Cadmio
Cd
5, 12
112.411(8)(2)
8.64
321
765
1817
Strohmeyer y Hermann
49
Indio
In
5, 13
114.818(3)
7.31
156.2
2080
1863
Reich y Richter
50
Estaño
Sn
5, 14
118.710(7)(2)
7.29
232
2270
Prehistoria
Desconocido
51
Antimonio
Sb
5, 15
121.760(1)(2)
6.69
630.7
1750
Prehistoria
Desconocido
52
Telurio
Te
5, 16
127.60(3)(2)
6.25
449.6
990
1782
von Reichenstein
53
Yodo
I
5, 17
126.90447(3)
4.94
113.5
184.4
1811
Courtois
54
Xenón
Xe
5, 18
131.293(6)(2) (3)
4.49 g/l
-111.9
-107
1898
Ramsay y Travers
55
Cesio
Cs
6, 1
132.9054519(2)
1.90
28.4
690
1860
Kirchhoff y Bunsen
56
Bario
Ba
6, 2
137.327(7)
3.65
725
1640
1808
Davy
57
Lantano
La
6
138.90547(7)(2)
6.16
920
3454
1839
Mosander
58
Cerio
Ce
6
140.116(1)(2)
6.77
798
3257
1803
von Hisinger y Berzelius
59
Praseodimio
Pr
6
140.90765(2)
6.48
931
3212
1895
von Welsbach
60
Neodimio
Nd
6
144.242(3)(2)
7.00
1010
3127
1895
von Welsbach
61
Prometio
Pm
6
[146.9151](1)
7.22
1080
2730
1945
Marinsky y Glendenin
62
Samario
Sm
6
150.36(2)(2)
7.54
1072
1778
1879
Lecoq de Boisbaudran
63
Europio
Eu
6
151.964(1)(2)
5.25
822
1597
1901
Demarçay
64
Gadolinio
Gd
6
157.25(3)(2)
7.89
1311
3233
1880
de Marignac
65
Terbio
Tb
6
158.92535(2)
8.25
1360
3041
1843
Mosander
66
Disprosio
Dy
6
162.500(1)(2)
8.56
1409
2335
1886
Lecoq de Boisbaudran
67
Holmio
Ho
6
164.93032(2)
8.78
1470
2720
1878
Soret
68
Erbio
Er
6
167.259(3)(2)
9.05
1522
2510
1842
Mosander
69
Tulio
Tm
6
168.93421(2)
9.32
1545
1727
1879
Cleve
70
Iterbio
Yb
6
173.04(3)(2)
6.97
824
1193
1878
de Marignac
71
Lutecio
Lu
6, 3
174.967(1)(2)
9.84
1656
3315
1907
Urbain
72
Hafnio
Hf
6, 4
178.49(2)
13.31
2150
5400
1923
Coster y de Hevesy
73
Tantalio
Ta
6, 5
180.9479(1)
16.68
2996
5425
1802
Ekeberg
74
Wolframio
W
6, 6
183.84(1)
19.26
3407
5927
1783
Elhuyar
75
Renio
Re
6, 7
186.207(1)
21.03
3180
5627
1925
Noddack, Tacke y Berg
76
Osmio
Os
6, 8
190.23(3)(2)
22.61
3045
5027
1803
Tennant
77
Iridio
Ir
6, 9
192.217(3)
22.65
2410
4130
1803
Tennant
78
Platino
Pt
6, 10
195.084(9)
21.45
1772
3827
1557
Scaliger
79
Oro
Au
6, 11
196.966569(4)
19.32
1064.4
2940
Prehistoria
Desconocido
80
Mercurio
Hg
6, 12
200.59(2)
13.55
-38.9
356.6
Prehistoria
Desconocido
81
Talio
Tl
6, 13
204.3833(2)
11.85
303.6
1457
1861
Crookes
82
Plomo
Pb
6, 14
207.2(1)(2) (4)
11.34
327.5
1740
Prehistoria
Desconocido
83
Bismuto
Bi
6, 15
208.98040(1)
9.80
271.4
1560
1540
Geoffroy
84
Polonio
Po
6, 16
[208.9824](1)
9.20
254
962
1898
Marie y Pierre Curie
85
Astato
At
6, 17
[209.9871](1)

302
337
1940
Corson y MacKenzie
86
Radón
Rn
6, 18
[222.0176](1)
9.23 g/l
-71
-61.8
1900
Dorn
87
Francio
Fr
7, 1
[223.0197](1)

27
677
1939
Perey
88
Radio
Ra
7, 2
[226.0254](1)
5.50
700
1140
1898
Marie y Pierre Curie
89
Actinio
Ac
7
[227.0278](1)
10.07
1047
3197
1899
Debierne
90
Torio
Th
7
232.03806(2)(1) (2)
11.72
1750
4787
1829
Berzelius
91
Protactinio
Pa
7
231.03588(2)(1)
15.37
1554
4030
1917
Soddy, Cranston y Hahn
92
Uranio
U
7
238.02891(3)(1) (2) (3)
18.97
1132.4
3818
1789
Klaproth
93
Neptunio
Np
7
[237.0482](1)
20.48
640
3902
1940
McMillan y Abelson
94
Plutonio
Pu
7
[244.0642](1)
19.74
641
3327
1940
Seaborg
95
Americio
Am
7
[243.0614](1)
13.67
994
2607
1944
Seaborg
96
Curio
Cm
7
[247.0703](1)
13.51
1340

1944
Seaborg
97
Berkelio
Bk
7
[247.0703](1)
13.25
986

1949
Seaborg
98
Californio
Cf
7
[251.0796](1)
15.1
900

1950
Seaborg
99
Einsteinio
Es
7
[252.0829](1)

860

1952
Seaborg
100
Fermio
Fm
7
[257.0951](1)



1952
Seaborg
101
Mendelevio
Md
7
[258.0986](1)



1955
Seaborg
102
Nobelio
No
7
[259.1009](1)



1958
Seaborg
103
Lawrencio
Lr
7, 3
[260.1053](1)



1961
Ghiorso
104
Rutherfordio
Rf
7, 4
[261.1087](1)



1964/69
Flerov
105
Dubnio
Db
7, 5
[262.1138](1)



1967/70
Flerov
106
Seaborgio
Sg
7, 6
[263.1182](1)



1974
Flerov
107
Bohrio
Bh
7, 7
[262.1229](1)



1976
Oganessian
108
Hassio
Hs
7, 8
[265](1)



1984
GSI (*)
109
Meitnerio
Mt
7, 9
[266](1)



1982
GSI
110
Darmstadtio
Ds
7, 10
[269](1)



1994
GSI
111
Roentgenio
Rg
7, 11
[272](1)



1994
GSI
112
Ununbio
Uub
7, 12
[285](1)



1996
GSI
113
Ununtrio
Uut
7, 13
[284](1)



2004
JINR (*), LLNL (*)
114
Ununquadio
Uuq
7, 14
[289](1)



1999
JINR
115
Ununpentio
Uup
7, 15
[288](1)



2004
JINR, LLNL
116
Ununhexio
Uuh
7, 16
[292](1)



1999
LBNL (*)
117
Ununseptio
Uus
7, 17
(1)



por descubrir

118
Ununoctio
Uuo
7, 18
(1)



por descubrir

Abundancia de los elementos en la naturaleza
EVIDENCIA DEL ORIGEN COMÚN DE LOS ELEMENTOS
Actualmente, la ciencia ha permitido al género humano encontrar respuesta a algunas de esas interrogantes. Tal vez no todas sean totalmente correctas, pero las evidencias actuales indican que parecen ser acertadas aunque podrían ser modificadas en el futuro, a la luz de nuevas concepciones y de nueva información.
Desde luego, no podemos viajar al pasado para buscar el origen de la materia. No obstante, en el Universo actual hay indicios que nos permiten plantear hipótesis relativas a lo que sucedió muchos años atrás.
Además de conocer la superficie terrestre, hemos podido analizar meteoritos y tenemos ya muestras lunares y marcianas. Por otra parte, el análisis de la luz de las estrellas nos ha revelado su composición química.
Los átomos de cada elemento químico y las moléculas que dichos átomos forman se manifiestan de manera distinta, y por ello hemos podido reconocerlos a distancias enormes, gracias a la astrofísica y a la cosmoquímica.

Figura I.1. Parte central de la nebulosa de Orión
Por otra parte, en el núcleo atómico se encuentra otra característica de cada elemento: su número de protones.
Recordemos que el núcleo está formado esencialmente por neutrones y protones, estos últimos con una carga eléctrica positiva. Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones en el núcleo, aunque el de neutrones puede variar. Por ello acostumbramos definir al núclido de la siguiente forma: es un átomo con un número característico de protones y de neutrones.

Para referirse a un núclido determinado, se acostumbra emplear el símbolo químico del elemento correspondiente y colocar a su izquierda dos cantidades: arriba su número de masa A (A = número de masa o número de protones + neutrones), y debajo su número atómico Z (Z = número atómico o número de protones en el núcleo). Así el número de neutrones N es la diferencia N = A - Z.

Existen 109 elementos conocidos, con Z desde 1 hasta 109,1 pero hay más de 1 300 variedades de núcleos. Cada una de éstas es un núclido.

Un hecho sorprendente es que la abundancia de los elementos químicos, e incluso de sus isótopos, sea similar en todos los objetos conocidos del Universo, una vez que se toman en cuenta ciertos procesos secundarios. Por ejemplo, es obvio que los meteoritos que han caído en la Tierra han perdido muchos elementos ligeros, pero aquellos que se conservan existen en las mismas proporciones que en el Sol. Asimismo, en la corteza terrestre, o en la lunar, los elementos también reproducen la abundancia solar.

Figura I.2. Isótopos, protones y neutrones se mantienen unidos por el núcleo gracias a la llamada interacción fuerte o fuerza nuclear. Por ello, para formar o destruir un núcleo se requiere o se libera una gran cantidad de energía.
ABUNDANCIA DE LOS ISÓTOPOS
Como hemos visto, los átomos de un elemento no son todos iguales. Hay átomos de hidrógeno, por ejemplo, con 1, 2 o 3 partículas en su núcleo. Desde luego, en todos ellos hay sólo un protón, y eso es lo que caracteriza al hidrógeno. Los diferentes isótopos de los átomos no son igualmente estables ni ocurren en la naturaleza con la misma posibilidad. Por ejemplo, de cada 100 000 átomos de hidrógeno, 99 985 son de y15 son de .
Los de tritio son inestables y, por tanto, casi no se encuentran libres en la naturaleza. Por ejemplo, el boro tiene dos isótopos muy estables, pero no ocurren con la misma abundancia. De cada 10 000 átomos de boro 1 978 son de y 8 022 son de .

Figura I.3. Abundancia relativa de los elementos del Universo (% en masa)
¿Por qué aparecen con esta abundancia? y ¿por qué sucede lo mismo en la Tierra, en el Sol o en cualquier otro lugar del Universo?, ¿por qué se repite este hecho para otros muchos elementos?
Por si fuera poco, en las estrellas (ya sea de nuestra galaxia, o de otras), así como en el medio interestelar, se ha detectado la presencia dominante del hidrógeno y helio. Los otros elementos se han encontrado en menores proporciones.
Estos hechos sugieren que la formación de los elementos químicos tiene que haber sido común para todo el Universo. Es decir, existió un origen común de toda la materia.
LA GRAN EXPLOSIÓN
Todo hace pensar a los cientificos que hace unos 15 000 millones de años, la materia, que se encontraba concentrada con altísima densidad y temperatura, explotó violentamente. La explosión provocó su expansión y enfriamiento graduales.
Hace más de 60 años, en 1923, el astrónomo Hubble demostró que las galaxias se alejan unas de otras como los puntos trazados sobre un globo que se infla.
Vivimos, pues, en un universo en expansión. En 1946, George Gamow propuso que, retrocediendo en el tiempo, debió existir un momento en que toda la materia estuviera concentrada. Según Gamow, en la gran explosión se sintetizaron los elementos químicos en las proporciones actuales (en esto se equivocó, como veremos). Hasta 1965 no existió ninguna prueba de la ocurrencia veraz de la gran explosión.
Medio segundo después de la explosión,2 la materia no tenía su apariencia actual. Existía como partículas aisladas de materia y antimateria interactuando continuamente entre sí y con la radiación. Después, la temperatura de la "sopa" de materia y radiación era de unos 1010 K (10 000 millones de grados Kelvin). Se habían formado ya electrones, protones y neutrones.
En la antimateria las partículas tienen la carga opuesta a las de la materia; así, el positrón, el equivalente del electrón, tiene carga positiva


I.4. La gran explosión. Las galaxias se alejan unas de las otras.
LA FORMACIÓN DE LOS NÚCLEOS DE HIDRÓGENO Y HELIO
Las colisiones entre protones dieron lugar a los primeros núcleos con más de una partícula, los cuales se estabilizaron cuando la temperatura se redujo a 109 K.
Unos minutos después de la explosión, el Universo contenía ya una buena proporción de helio (entre 25 y 30% en peso). Sin embargo, como continuó la expansión y el enfriamiento, no fue posible que más partículas se adicionaran a los núcleos de helio para formar cantidades apreciables de elementos más pesados, como litio (Z = 3), berilio (Z = 4), boro (Z = 5), carbón (Z = 6), etcétera.
A temperaturas tan altas, los electrones existentes no permanecían ligados a los núcleos por atracción eléctrica. Ello sólo pudo ocurrir cuando el enfriamiento posterior alcanzó los 5 000 K. Entonces, los núcleos de hidrógeno y helio se vieron rodeados de sus electrones, y de esta manera se formaron los primeros átomos eléctricamente neutros. A partir de este momento dejó de existir la interacción frecuente, que había venido dándose entre las partículas y la radiación, la cual quedó "libre" para viajar por todas partes.
500 000 años después de la gran explosión se habían formado, por fin, átomos de hidrógeno y helio


Figura I.5 El ciclo protón-protón es un mecanismo por el cual se sintetizaron los núcleos de helio a partir de protones.
Nomenclatura de los elementos
La química tiene su propio lenguaje, a lo largo de su desarrollo se han descubierto miles y miles de compuestos y con ellos un gran numero de nombres que los identifican . En la actualidad el número de compuestos sobrepasa los 13 millones, en respuesta a esto, a lo largo de los años los químicos han diseñado un sistema aceptado mundialmente para nombrar las sustancias químicas lo que ha facilitado el trabajo con la variedad de sustancias que existen y se descubren constantemente.
La primera distinción básica en la nomenclatura química, es entre los compuestos orgánicos e inorgánicos donde el primer termino se refiere a la mayoría de aquellos compuestos que contienen el elemento carbono. A continuación se expondrá gran parte de la nomenclatura básica para los compuestos inorgánicos. estos compuestos se pueden dividir por conveniencia en cuatro clases o funciones ; oxido, base, ácido y sal.
Veamos la primera distinción para efectos de la nomenclatura inorgánica:
ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS
Para efectos de nomenclatura y estudio de las propiedades químicas una clasificación muy importante de los elementos es en metálicos y no metálicos. Se puede determinar aproximadamente si un elemento es metal o no metal por su posición en la tabla periódica , Los metales se encuentran a la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los no metales en el extremo a la derecha .
Cuando se comparan dos elementos, el mas metálico es el que se encuentra mas hacia la izquierda o mas hacia la parte inferior de la tabla periódica .
Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que permiten predecir las fórmulas de un gran número de compuestos.
REGLAS:
1. El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre por ejemplo;Cl2 es cero.
2. El número de oxidación para oxigeno es -2 ( en los peróxidos es de -1)
3. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula determinada es igual a cero; cuando se trata de un ion poliatómico es una partícula cargada que contiene más de un átomo , por ejemplo, el nitrógeno es +5.
4. el numero de oxidación para el hidrogeno es +1 ( en los hidruros es de - 1)
5. Para los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga de un ión. (Así, para Mg +2 , el numero de oxidación es +2)
CATIONES Y ANIONES
CATIONES ( iones positivos )
Cuando un elemento muestra una simple forma cationica, el nombre del cation es el mismo nombre del elemento.
Ejemplos:
Na+ ion sodio
Ca+2, ion calcio
Al+3, ion aluminio
Cuando un elemento puede formar dos cationes relativamente comunes (con dos estados de oxidación respectivamente diferentes),cada ion debe nombrarse de tal manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, el sistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional
El SISTEMA ESTABLECIDO POR LA IUPAC; consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo:
Cu +1 es cobre (I) y Cu +2 es cobre ( II)
EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así;
a Cu +1 se le denomina ion cuproso y a Cu +2 ion cúprico ( II)

ANIONES (iones negativos)
Los iones negativos se derivan de los no metales. La nomenclatura de los aniones sigue el mismo esquema de los ácidos , pero cambian las terminaciones como sigue;
Terminación del ácido
Terminación del anión
hídrico
uro
ico
ato
oso
ito

FUNCIONES QUÍMICAS
ÓXIDOS
Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O2= siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O2 y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno .
ÓXIDOS BÁSICOS ( Combinación del oxígeno con elementos metálicos)
Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido de nombre del metal
EJEMPLO:
Li2O = óxido de litio
CaO = óxido de calcio
Cuando un metal presenta dos números de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de oxidación) e ico ( para el de mayor numero de oxidación)
EJEMPLO:
CoO = óxido cobaltoso
Co2O3 = óxido cobaltico
Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en español:
EJEMPLO:
Co2O = óxido de cobalto ( II)
Co2O3 = óxido de cobalto ( III)
ÓXIDOS ÁCIDOS ( Combinación del oxigeno con elementos no metálicos)
Las combinaciones del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos
EJEMPLO:
SiO2
=
dióxido de silicio
SeO2
=
dióxido de selenio
Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo oxácido)
EJEMPLO:
CO2
+
H2O
→
H2CO3
ácido carbónico
oxido ácido



oxácido


Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra, etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la molécula
EJEMPLOS:
TeO2 = dióxido de telurio
TeO3 = trióxido de telurio

As2O3 = trióxido de diarsenico
As2O5 = pentaóxido de diarsenico

2Cl2
+
O2
→
Cl2O
= monóxido de dicloro


oxido ácido

Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se usa la terminación oso para el oxido que tiene el elemento de menor valencia y la terminación ico para el de menor valencia:
EJEMPLO:
TeO2 = oxido teluroso
TeO3 = oxido telúrico
Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero de oxidación o valencia se indica con números romanos entre paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y per combinados con los sufijos oso e ico.
EJEMPLO:
2N2
+
3O2
→
2N2O3
= óxido de nitrógeno (III)


oxido ácido


2Cl2
+
O2
→
2Cl2O
= óxido hipocloroso


oxido ácido


2Cl2
+
7O2
→
2Cl2O7
= óxido perclórico


oxido ácido

VER TABLA DE OXIDOS Y BASES

BASES O HIDRÓXIDOS
Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua
EJEMPLO:
Na2O
+
H2O
→
2NaOH
= hidróxido de sodio
Al2O3
+
3H2O
→
2Al(OH)3
= hidróxido de aluminio
Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal.
Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia
EJEMPLO:
Ni(OH)2 = hidróxido niqueloso
Ni (OH)3 = hidróxido niquelico
VER TABLA DE OXIDOS Y BASES

ÁCIDOS
Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;
(a) HIDRÁCIDOS
Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
EJEMPLOS:
H2S
ácido sulfhídrico
HI
ácido yodhídrico
HBr
ácido bromhídrico
HF
ácido fluorhídrico
HCl
ácido clorhídrico
RECUERDE QUE ; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido
EJEMPLO:
HCl(g) + H2O(l)
→
HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno


ácido clorhídrico
(b) OXÁCIDOS
Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal.
EJEMPLO:
PO3
+
H2O
→
H3PO3
= ácido fosforoso
PO4
+
H2O
→
H3PO4
= ácido fosfórico
Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es:
( HO)mXOn
donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X
VER TABLA DE ACIDOS

SALES
Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :
BASE + ÁCIDO
→
SAL + AGUA

EJEMPLO;
Na
OH + H
Cl
→
NaCl +
H2O






Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na+, de la base y el ion negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no metálico, Cl-.
También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales básicas.
· SALES NEUTRAS
Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+) por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ;
NOMBRE DEL ÁCIDO
NOMBRE DE LA SAL
__________________hídrico
__________________uro
hipo_______________oso
hipo________________ito
__________________ oso
___________________ito
__________________ ico
___________________ato
per________________ico
per________________ ato
se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo
FeCl2 = cloruro ferroso
FeCl3 = cloruro férrico
Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así;
Ejemplo:
FeCl2 = cloruro de hierro ( II)
FeCl3 = cloruro de hierro (III)

Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo;
Ejemplo:
LiI = Yoduro de Litio

· SALES HALOIDEAS O HALUROS
Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal.
EJEMPLO;
Cu(OH) + HCl
→
CuCl
+ H2O

ácido clorhídrico

cloruro cuproso


2Fe(OH)3 + H2S
→
Fe2S 3
+ 6H2O

ácido sulfhídrico

sulfuro férrico

Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc, antecediendo el nombre del elemento, por ejemplo;

PS3 = trisulfuro de fósforo
PS5 = pentasulfuro de fósforo
VER TABLA SALES HALOIDEAS
· OXISALES
Se forman por la combinación de un oxácido con una base. En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal se le coloca como subíndice la valencia del radical (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del numero de hidrógenos del ácido. Las oxisales se nombran cambiando la terminación oso del ácido porito e ico por ato
Ejemplo;
KOH + HClO
→
KClO
+ H2O

ácido hipocloroso

hipoclorito de sodio


Al(OH)3 + HNO3
→
Al(NO3)3
+ H2O

ácido nítrico

nitrato de aluminio


VER TABLA DE OXISALES

· SALES ÁCIDAS
Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por el metal. en la formula se escribe primero el metal, luego el hidrogeno y después el radical.
EJEMPLO:
NaOH + H2CO3
→
NaHCO3
+ H2O

ácido carbónico

carbonato ácido de sodio ( Bicarbonato de sodio)


· SALES BÁSICAS
Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el radical.
EJEMPLO:
CuOHNO3 = nitrato básico de cobre (II)
Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metal
EJEMPLO:
Cu(OH)2 + HNO3
→
CuOHNO3
+ H2O

ácido nitrico

nitrato básico de cobre (II)

· SALES DOBLES
Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de un metal. en la formula se escribe los dos metales en orden de electropositividad y luego el radical. Se da el nombre del radical seguido de los nombres de los metales respectivos.
EJEMPLO:
Al(OH)3 + KOH + H2SO4
→
KAl(SO4)
+ H2O

ácido sulfurico

sulfato de aluminio y potasio ( alumbre)


PERÓXIDOS
En el agua ordinaria, H2O, el oxigeno tiene un numero de oxidación de -2. en el agua oxigenada , H2O2, el número de oxidación del oxigeno es -1. el ion O2= se llama ion peroxido. Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada por elementos metálicos.
Se nombran con la palabra peróxido seguida del correspondiente metal.
EJEMPLO:
Na2O2 = peróxido de sodio
Ba2O2 = peróxido de bario

HIDRUROS
La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno constituye un hidruro. el hidrogeno es siempre monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de oxidación de -1 ( en los demás casos aparece como +1).
Para saber la valencia que tiene un elemento cualquiera, al combinarse con el hidrogeno para formar el correspondiente hidruro, basta con observar la tabla periódica y tener en cuenta las siguientes reglas;
1. Los elementos de las tres primeras columnas, presentan con el Hidrogeno la valencia que indica el numero de la columna; así: primera columna= monovalentes, segunda columna= divalentes, tercera columna= trivalentes.
2. Para saber la valencia con el hidrogeno de los elementos de las columnas IV a VIII, se resta de 8 el numero característico de la columna que ocupa el elemento, Así, los elementos de la columna V serán trivalentes porque 8-5 = 3
En cuanto a la nomenclatura, los hidruros formados por los metales reciben el nombre ; Hidruro de ... ( nombre del elemento combinado por el H). Los hidruros de los no metales reciben nombres especiales



EJEMPLO:
NaH
=
hidruro de sodio
NH3
=
amoniaco
CoH3
=
hidruro de cobalto
PH3
=
fosfina