# data[].attributes.attachment_link.readable_text
$nivel="../"; $page="bohr"; ?>

Biografía de Niels Bohr Universo materia modelo de Bohr teoria atómica

Físico danés (1885 - 1962 )

Niels Bohr nació en Copenhague (Dinamarca), en el año 1885.

Hijo de Christian Bohr, un devoto luterano, catedrático de fisiología en la Universidad de la ciudad, y de Ellen Adler perteneciente a una adinerada familia judía de gran influencia en la banca danesa y en los círculos del Parlamento.

En 1911, Niels Bohr se doctoró en Física, en la Universidad de Copenhague.

En septiembre de 1911, se trasladó a Manchester; allí completó sus estudios trabajando en el equipo de Rutherford y concentrándose especialmente en descubrir la estructura del átomo. Permaneció allí hasta 1916.

Su primer triunfo ocurrió en 1913, con la explicación satisfactoria del espectro de luz del átomo de hidrógeno.
Estaba convencido de que en las ecuaciones que describen al átomo debía introducir el concepto del cuanto (y de la constante de Planck h). Ese año publicó una serie de artículos en los que explicaba su teoría, la que funcionaba muy bien para explicar el espectro generado por el hidrógeno. Tendrían que pasar trece años para que se asentara la teoría cuántica, en 1926.

En 1916, Bohr comenzó a ejercer como profesor en la Universidad de Copenhague.

Bohr no se preocupó excesivamente por integrar todos sus experimentos en una teoría completa. Estaba más interesado en ensamblar ideas diferentes para construir un modelo.

En el modelo de Bohr se mezclan ideas cuánticas junto con otras de la física clásica.

En 1920, fue nombrado Director del recientemente creado Instituto de Física Teórica, de la Universidad de Copenhague.

Universidad de Copenhague

En 1922, Bohr fue galardonado con el Premio Nobel de Física por sus trabajos sobre la estructura atómica y la radiación.

La característica esencial del modelo de Bohr es que los electrones se ubican alrededor del núcleo únicamente a ciertas distancias bien determinada.

El por qué de esta disposición del átomo no se estableció hasta el desarrollo de la mecánica cuántica, una década más tarde.

Según el modelo atómico de Bohr

Uno de los estudiantes de Bohr fue Werner Heisenberg, que se convirtió en líder del proyecto alemán para la construcción de una bomba atómica.

En 1941, Bohr recibió la visita de Heisenberg en Copenhague; Heisenberg y la mayoría de los físicos alemanes estaban intentando impedir la producción de la bomba atómica para usos militares; sin embargo, todos ellos tenían gran interés en investigar las posibilidades de la tecnología nuclear.

En 1943, Bohr escapó a Suecia, para evitar su arresto. Posteriormente huyó a Londres y a Estados Unidos. Una vez en este país, fue contratado para trabajar el Proyecto Manhattan, el objetivo del cual era el desarrollo de la bomba atómica.

En EE.UU. trabó una gran amistad con el ahora célebre físico Michio Kaku.

En 1958, publicó una de sus obras más famosas: " Teoría atómica y el conocimiento humano".

Después de la guerra, retornó a Copenhague, ciudad en la que residió hasta su fallecimiento en 1962.

ENLACES DE INTERÉS

El modelo atómico de Bohr

Apuntes elementales para entender algo de lo que es la Mecánica Cuántica

El modelo atómico de Bohr, VIDEO de 4:15 minutos

Ir a la página inicial

# data[].attributes.attachment_link.description
nivel="../"; $page="bohr"; ?> Biografía de Niels Bohr Universo materia modelo de Bohr teoria atómica Físico danés (1885 - 1962 ) Niels Bohr nació en Copenhague (Dinamarca), en el año 1885. Hijo de Christian Bohr, un devoto luterano, catedrático de fisiología en la Universidad de la ciudad, y de Ellen Adler perteneciente a una adinerada familia judía de gran influencia en la banca danesa y en los círculos del Parlamento.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Joseph John Thomson (18 de diciembre de 1856- 30 de agosto de 1940) Nació en Cheetham, Manchester, Reino Unido. Físico y matemático británico, galardonado con el Premio Nobel de Física en 1906, por sus aportes en relación a la conducción de la electricidad a través de los gases. Thomson es reconocido por sus estudios sobre el electrón y la Teoría del pudín de ciruelas, también llamada Modelo atómico de Thomson, esta teoría ahonda sobre la estructura atómica del átomo y la importancia de los electrones o carga negativa. Hijo de Joseph James Thomson y Emma Swindells, tuvo como hermano a Frederick Vernon Thomson. Su padre era un librero, siempre se preocupó por brindarle la mejor educación a sus hijos, este quería que Joseph J. Thomson estudiara ingeniería.

Estudios y docencia

Desde temprana edad estuvo interesado por las matemáticas y el conocimiento; en 1870 ingresó al Owens College, alrededor de 1876 acudió al Trinity College de Cambridge. Obtuvo su título como Licenciado en Matemáticas en 1883. Tras terminar sus estudios empezó a desempeñarse como docente en la misma institución, enseñó matemáticas y física. Desde 1884, estuvo a cargo de la catedra Cavendish y más tarde, fue nombrado Director del Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge, puesto que ocupó desde 1918 hasta su muerte en 1940.

Mientras trabajaba en el Laboratorio Cavendish conoció al físico Niels Bohr, con el cual tuvo una cercana relación; durante este periodo fue profesor del famoso físico y químico neozelandés, Ernest Rutherford. En 1890 contrajo matrimonio con la hija de sir George E. Pagetm, Rose Elisabeth. Thomson se desempeñó como profesor de filosofía natural de la Royal Institution of Great Britain ubicada en Gran Bretaña, ocupó este puesto entre 1905-1918, al dejar la institución el puesto fue tomado por Tomás Young; por el mismo periodo de tiempo fue el Presidente de la Royal Society entre 1915 y 1920. Tras la catedra en la Royal Institution of Great Britain regresó a Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge. Thomson falleció el 30 de agosto de 1940, en Cambridge, posteriormente fue enterrado en la Abadía de Westminster.

Obra de Joseph John Thomson

Thomson empezó a investigar sobre la estructura atómica mientras estaba estudiando y desempeñándose como docente de la catedra Cavendish. A lo largo de su carrera investigó sobre los rayos catódicos; mientras llevaba a cabo diversos experimentos con estos descubrió que los campos eléctricos podían desviar la dirección de los rayos catódicos. Después de este descubrimiento se dedicó por completo a indagar sobre la causa de la desviación, el modo en que se desviaba y la relación de estos con la carga y la masa de las partículas.

En 1897 mientras realizaba experimentos con los tubos de rayos catódicos, descubrió una nueva partícula, la cual era más ligera que el hidrogeno, esta fue llamada electrón. Thomson fue el primer científico que identificó las partículas subatómicas. Después de descubrir el electrón se enfocó en desentrañar todos los misterios que rodeaban a esta partícula subatómica, para esto construyó una herramienta que permitiera el análisis de la composición del átomo, este instrumento fue patentado con el nombre de Espectrómetro de masa.

Con esta herramienta, Thomson, encontró la relación entre la masa del electrón y la carga eléctrica. Haciendo uso de esta herramienta, descubrió que el neón tiene dos isótopos, los cuales son el neón-20 y el neón-22. Tras varios años de investigación, Thomson formuló la Teoría del pudín de ciruelas, también conocida como el Modelo atómico de Thomson. Esta era un nuevo modelo de estructura atómica en el cual, Thomson, exponía que los electrones eran como ciruelas en un pudin hecho de materia positiva. Su modelo fue erróneo, pues este suponía que los electrones se mezclaban homogéneamente con las cargas positivas, más tarde fue demostrado que no era de esa forma.

Tras terminar sus estudios sobre el electrón se enfocó en la conducción eléctrica, realizó diversos experimentos y estudios sobre el paso de la electricidad a través del interior de los gases. En él estudió, analizó y calculó, cuál era la cantidad de electricidad trasladada por cada átomo, asimismo, calculó el número de moléculas por centímetro cúbico. Este trabajo le hizo merecedor del Premio Nobel de Física en 1906. A lo largo de su trayectoria como físico publicó numerosos estudios, entre los más destacados se encuentran: The discharge of electricity through gases (1898), Conduction of Electricity Through Gases (1903), The Corpuscular Theory of Matter (1907) y The Electron in Chemistry (1923) y Recollections and Reflections (1936).

# data[].attributes.attachment_link.title
Historia y biografía de Joseph John Thomson

# data[].attributes.attachment_link.description
Biografía de Joseph John Thomson: Biografía de Joseph John Thomson. Joseph John Thomson (18 de diciembre de 1856- 30 de agosto de 1940) Nació en Cheetham, Manchester, Reino Unido. Físico y matemático británico, galardonado con el Premio Nobel de Física en 1906, por sus aportes en relación a la conducción de la electricidad a través de los gases.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
de Cheetham Hill () o ()

de (83 años) (Reino Unido)

Joseph James Thomson Emma Swindells

, y

Presidente de la Royal Society

, , , , , , , , y

, , , Francis Aston, , , John Sealy Townsend y

Joseph John "J.J." Thomson, ( Reino Unido: /ˈd͡ʒəʊzɪf d͡ʒɒn ˈtɒmsən/ ; Mánchester, Inglaterra, 18 de diciembre de 1856- Cambridge, Inglaterra, 30 de agosto de 1940) fue un científico británico, descubridor del electrón, de los isótopos e inventor del espectrómetro de masa. En 1906 fue galardonado con el Premio Nobel de Física.

Nació el 18 de diciembre de 1856 en Cheetham Hill, un distrito de Mánchester en Inglaterra, y tenía ascendencia escocesa. En 1870 estudió ingeniería en el Owens College, hoy parte de la Universidad de Mánchester, y se trasladó al Trinity College de Cambridge en 1876. En 1880, obtuvo su licenciatura en Matemáticas (Segunda Wrangler y segundo premio Smith) y Maestría en Artes (obteniendo el Premio Adams) en 1883. En 1884 se convirtió en profesor de Física en Cavendish. Uno de sus alumnos fue Ernest Rutherford, quien más tarde sería su sucesor en el puesto. Thomson fue elegido miembro de la Royal Society el 12 de junio de 1884, y posteriormente fue su presidente de 1915 a 1920. En 1897 descubrió el electrón y propuso un modelo en el cual los electrones poseían cargas negativas y se encontraban en el interior del átomo, el cual poseía carga positiva.

En 1890 se casó con Rose Elizabeth Paget, hija de sir Edward George Paget, médico, entonces Regius Profesor de Medicina (Regius Professor of Physic) en Cambridge. Con ella, fue padre de un hijo, George Paget Thomson, y una hija, Joan Paget Thomson. Su hijo se convirtió en un destacado físico, quien a su vez fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1937 por demostrar las propiedades de tipo ondulatorio de los electrones.

J. J. Thomson fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1906, "en reconocimiento de los grandes méritos de sus investigaciones teóricas y experimentales en la conducción de la electricidad generada por los gases". Fue nombrado caballero en 1908 y nombrado en la Orden del Mérito en 1912. En 1914 dio el Romanes Lecture en Oxford sobre la teoría atómica. En 1918 fue nombrado rector del Trinity College de Cambridge, donde conoció a Niels Bohr, donde permaneció hasta su muerte. Murió el 30 de agosto de 1940 y fue sepultado en la Abadía de Westminster, cerca de sir Isaac Newton.

Thomson realizó una serie de experimentos en tubos de rayos catódicos, que le condujeron al descubrimiento de los electrones. Thomson utilizó el tubo de Crookes en tres experimentos diferentes.

Tercer experimento

En su tercer experimento (1897), Thomson determinó la relación entre la carga y la masa de los rayos catódicos, al medir cuánto se desvían por un campo magnético y la cantidad de energía que llevan. Encontró que la relación carga/masa era más de un millar de veces superior a la del ion Hidrógeno, lo que sugiere que las partículas son muy livianas o muy cargadas.

Las conclusiones de Thomson fueron audaces: los rayos catódicos estaban hechos de partículas que llamó "corpúsculos", y estos corpúsculos procedían de dentro de los átomos de los electrodos, lo que significa que los átomos son, de hecho, divisibles. Thomson imaginó que el átomo se compone de estos corpúsculos en un mar lleno de carga positiva; a este modelo del átomo, atribuido a Thomson, se le llamó el modelo de pudín de pasas.

En 1906 fue galardonado con el Premio Nobel de Física por su trabajo sobre la conducción de la electricidad a través de los gases.

La imposibilidad de explicar que el átomo está formado por un núcleo compacto y una parte exterior denominada corteza implica que otros científicos como Ernest Rutherford o Niels Bohr continuasen con su investigación y establecieron otras teorías en las que los átomos tenían partes diferenciadas...

También Thomson inventó los rayos positivos y en 1911, descubrió la manera de utilizarlos para separar átomos de diferente masa. El objetivo se consiguió desviando los rayos positivos mediante campos eléctricos y magnéticos ( espectrometría de masas). Así descubrió que el neón tiene dos isótopos (el neón-20 y el neón-22).

En la esquina inferior derecha de esta placa fotográfica hay marcas para los dos isótopos del neón, neón-20 y neón-22. En 1913, como parte de su exploración en la composición de los rayos canales, Thomson canalizó una corriente de neón ionizado mediante un campo magnético y un campo eléctrico y midió su desviación colocando una placa fotográfica en el camino del rayo. Thomson observó dos parches de luz sobre la placa fotográfica (ver imagen a la derecha), lo que supone dos parábolas de desviación. Thomson llegó a la conclusión de que el gas neón se compone de dos tipos de átomos de diferentes masas atómicas (neón-20 y neón-22).

Thomson en 1906 demostró que el hidrógeno tiene un único electrón. Permite confirmar o rechazar diversas teorías anteriores sobre número de los electrones, al igual que el carbono.

Thomson propuso el segundo modelo atómico (El primero fue propuesto por Dalton en 1794), que podía caracterizarse como una esfera de carga positiva en la cual se incrustan los electrones.

También analizó la propagación de ondas guiadas.

Aparte del Premio Nobel de Física (1906), le fueron concedidos los siguientes premios:

En 1991, el thomson (Th) fue propuesto por los químicos como unidad de medida masa-carga en espectroscopia de masas.​ Esta unidad se define como:

Sin embargo, ha pasado a ser una unidad obsoleta, y no se ha incorporado al Sistema Internacional.

# data[].attributes.attachment_link.title
Joseph John Thomson - Wikipedia, la enciclopedia libre

# data[].attributes.attachment_link.description
de Cheetham Hill () o () de (83 años) (Reino Unido) Joseph James Thomson Emma Swindells , y Presidente de la Royal Society , , , , , , , , y , , , Francis Aston, , , John Sealy Townsend y Joseph John "J.J."

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
(Nelson, Nueva Zelanda, 1871 - Londres, 1937) Físico y químico británico. Tras licenciarse, en 1893, en Christchurch (Nueva Zelanda), Ernest Rutherford se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para trabajar como ayudante de Joseph John Thomson. En 1898 fue nombrado catedrático de la Universidad McGill de Montreal, en Canadá. A su regreso al Reino Unido (1907) se incorporó a la docencia en la Universidad de Manchester, y en 1919 sucedió al propio Thomson como director del Cavendish Laboratory de la Universidad de Cambridge.

Ernest Rutherford

Por sus trabajos en el campo de la física atómica, Ernest Rutherford está considerado como uno de los padres de esta disciplina. Investigó sobre la detección de las radiaciones electromagnéticas y sobre la ionización del aire producida por los rayos X, estudió las emisiones radioactivas descubiertas por Henri Becquerel, y logró clasificarlas en rayos alfa, beta y gamma. En 1902, en colaboración con Frederick Soddy, Rutherford formuló la teoría sobre la radioactividad natural asociada a las transformaciones espontáneas de los elementos. Colaboró con Hans Geiger en el desarrollo del contador de radiaciones conocido como contador Geiger, y en 1908 demostró que las partículas alfa son iones de helio (más exactamente, núcleos del átomo de helio).

En 1911 describió un nuevo modelo atómico (modelo atómico de Rutherford), que posteriormente sería perfeccionado por Niels Bohr. Según este modelo, existía en el átomo un núcleo central en el que se concentraba la casi totalidad de la masa, así como las cargas eléctricas positivas, y una envoltura o corteza de electrones (carga eléctrica negativa). Logró demostrar experimentalmente dicha teoría a partir de las desviaciones que se producían en la trayectoria de las partículas emitidas por sustancias radioactivas cuando con ellas se bombardeaban los átomos. Los experimentos llevados a cabo por Rutherford permitieron, además, el establecimiento de un orden de magnitud para las dimensiones reales del núcleo atómico.

Durante la Primera Guerra Mundial estudió la detección de submarinos mediante ondas sonoras, de modo que fue uno de los precursores del sonar. Finalizada la contienda, en 1919 logró la primera transmutación artificial de elementos químicos mediante el bombardeo de un átomo de nitrógeno con partículas alfa; las transmutaciones se deben a la capacidad de transformarse que tiene un átomo sometido a bombardeo con partículas capaces de penetrar en su núcleo.

Muy poco después de su descubrimiento se precisaron las características de las transmutaciones y se comprobó que la energía cinética de los protones emitidos en el proceso podía ser mayor que la de las partículas incidentes, de modo que la energía interna del núcleo tenía que intervenir la transmutación. En 1923, tras fotografiar cerca de 400.000 trayectorias de partículas con la ayuda de una cámara de burbujas (cámara de Wilson), Patrick Blackett pudo describir ocho transmutaciones y establecer la reacción que había tenido lugar.

Rutherford recibió el Premio Nobel de Química de 1908 en reconocimiento a sus investigaciones relativas a la desintegración de los elementos. Entre otras distinciones, fue elegido miembro (1903) y presidente (1925-1930) de la Royal Society de Londres, y se le concedieron los títulos de sir (1914) y de barón Rutherford of Nelson (1931); el elemento 104 de la tabla periódica se denomina Rutherfordio en su honor. A su muerte, sus restos mortales fueron inhumados en la abadía de Westminster.

Cómo citar este artículo:
Fernández, Tomás y Tamaro, Elena. "". En Biografías y Vidas. La enciclopedia biográfica en línea [Internet]. Barcelona, España, 2004. Disponible en [fecha de acceso: ].

# data[].attributes.attachment_link.description
(Nelson, Nueva Zelanda, 1871 - Londres, 1937) Físico y químico británico. Tras licenciarse, en 1893, en Christchurch (Nueva Zelanda), Ernest Rutherford se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para trabajar como ayudante de Joseph John Thomson. En 1898 fue nombrado catedrático de la Universidad McGill de Montreal, en Canadá.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
James Rutherford

Grado en Artes, Maestría en Artes, bachiller de ciencias y doctor en ciencias

, , , , , , , , , , y

Ernest Rutherford, conocido también como Lord Rutherford ( Reino Unido: ; Brightwater, 30 de agosto de 1871- Cambridge, 19 de octubre de 1937), fue un físico neozelandés.

Se dedicó al estudio de las partículas radiactivas y logró clasificarlas en alfa (α), beta (β) y gamma (γ). Halló que la radiactividad iba acompañada por una desintegración de los elementos, lo que le valió para ganar el Premio Nobel de Química en 1908. Se le debe un modelo atómico, con el que probó la existencia del núcleo atómico, en el que se reúne toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo. Consiguió la primera transmutación artificial con la colaboración de su discípulo Frederick Soddy (Soddy recibió más tarde en su carrera también el Premio Nobel de Química en 1921 por sus trabajos sobre isótopos).

Durante la primera parte de su vida se consagró por completo a la investigación, y pasó la segunda mitad dedicado a la docencia y dirigiendo los Laboratorios Cavendish de Cambridge, en donde se descubrió el neutrón. Fue maestro, entre otros, de Niels Bohr y Otto Hahn.

Su padre, James, de origen escocés, era granjero y mecánico, y su madre, Martha Thompson, nacida en Inglaterra, era maestra, que había emigrado antes de casarse. Ambos deseaban dar a sus hijos una buena educación y tratar de que pudiesen proseguir sus estudios.

Rutherford destacó muy pronto por su curiosidad y su capacidad para la aritmética. Sus padres y su maestro lo animaron mucho, y resultó ser un alumno brillante, lo que le permitió entrar en el Nelson College, en el que estuvo tres años. También tenía grandes cualidades para el rugby, lo que le valía ser muy popular en su escuela. El último año, terminó en primer lugar en todas las asignaturas, gracias a lo que ingresó en la Universidad en Nueva Zelanda, en el Canterbury College, en el que siguió practicando el rugby y en el que participó en los clubes científicos y de reflexión. ​

Por esa época empezó a manifestarse el genio de Rutherford para la experimentación: sus primeras investigaciones demostraron que el hierro podía magnetizarse por medio de altas frecuencias, lo que de por sí era un descubrimiento. Sus excelentes resultados académicos le permitieron proseguir sus estudios y sus investigaciones durante cinco años en total en esa Universidad. Se licenció en Christchurch y poco después consiguió la única beca de Nueva Zelanda para estudiar matemáticas, y cubrió sus gastos el último año trabajando como maestro. Obtuvo de ese modo el título de Master of Arts con las mejores calificaciones en matemáticas y física.

En 1894 obtuvo el título de Bachelor of Science, que le permitió proseguir sus estudios en Gran Bretaña, en los Laboratorios Cavendish de Cambridge, bajo la dirección del descubridor del electrón, Joseph John Thomson a partir de 1895. Fue el primer estudiante de ultramar que alcanzó esta posibilidad. Antes de salir de Nueva Zelanda, se comprometió con Mary Newton, una joven de Christchurch. En los laboratorios Cavendish, reemplazaría años más tarde a Thomson.

En primer lugar prosiguió las investigaciones acerca de las ondas hertzianas y sobre su recepción a gran distancia. Hizo una extraordinaria presentación de sus trabajos ante la Cambridge Physical Society, que se publicaron en las Philosophical Transactions de la Royal Society, hecho poco habitual para un investigador tan joven, lo que le sirvió para alcanzar notoriedad.

En diciembre de 1895, empezó a trabajar con Thomson en el estudio del efecto de los rayos X sobre un gas. Descubrieron que los rayos X tenían la propiedad de ionizar el aire, puesto que pudieron demostrar que producía grandes cantidades de partículas cargadas, tanto positivas como negativas, y que esas partículas podían recombinarse para dar lugar a átomos neutros. Por su parte, Rutherford inventó una técnica para medir la velocidad de los iones y su tasa de recombinación. Estos trabajos fueron los que le condujeron por el camino a la fama.

En 1898, tras pasar tres años en Cambridge, cuando contaba con 27 años, le propusieron una cátedra de física en la Universidad McGill de Montreal, que aceptó inmediatamente,​ ya que además la cátedra representaba para él la posibilidad de casarse con su prometida.​​

Henri Becquerel descubrió por esa época ( 1896) que el uranio emitía una radiación desconocida, la "radiación uránica". Rutherford publicó en 1899 un documento esencial, en el que estudiaba el modo que podían tener esas radiaciones de ionizar el aire, situando al uranio entre dos placas cargadas y midiendo la corriente que pasaba. Estudió así el poder de penetración de las radiaciones, cubriendo sus muestras de uranio con hojas metálicas de distintos espesores. Se dio cuenta de que la ionización empezaba disminuyendo rápidamente conforme aumentaba el espesor de las hojas, pero que por encima de un determinado espesor disminuía más débilmente. Por ello dedujo que el uranio emitía dos radiaciones diferentes, puesto que tenían poder de penetración distinto. Llamó a la radiación menos penetrante radiación alfa, y a la más penetrante (y que producía necesariamente una menor ionización puesto que atravesaba el aire) radiación beta.

En 1900, Rutherford se casó con Mary Newton. De este matrimonio nació en 1901 su única hija, Eileen.

Por esa época, Rutherford estudia el torio y se da cuenta, al utilizar el mismo dispositivo que para el uranio, de que abrir una puerta en el laboratorio perturba notablemente el experimento, como si los movimientos del aire pudieran alterar el experimento. Pronto llegará a la conclusión de que el torio desprende una emanación, también radiactiva, puesto que al aspirar el aire que rodea el torio, se da cuenta de que ese aire transmite la corriente fácilmente, incluso a gran distancia del torio.

También nota que las emanaciones de torio solo permanecen radiactivas unos diez minutos y que son partículas neutras. Su radiactividad no se ve alterada por ninguna reacción química, ni por cambios en las condiciones (temperatura, campo eléctrico). Se da cuenta asimismo de que la radiactividad de esas partículas decrece exponencialmente, puesto que la corriente que pasa entre los electrodos también lo hace, y descubre así el periodo de los elementos radiactivos en 1900. Con la ayuda de un químico de Montreal, Frederick Soddy, llega en 1902 a la conclusión de que las emanaciones de torio son efectivamente átomos radiactivos, pero sin ser torio, y que la radiactividad viene acompañada de una desintegración de los elementos.

Este descubrimiento provocó un gran revuelo entre los químicos, muy convencidos del principio de indestructibilidad de la materia. Una gran parte de la ciencia de la época se basaba en este concepto. Por ello, este descubrimiento representa una auténtica revolución. Sin embargo, la calidad de los trabajos de Rutherford no dejaban margen a la duda. El mismísimo Pierre Curie tardó dos años en admitir esta idea, a pesar de que ya había constatado con Marie Curie que la radiactividad ocasionaba una pérdida de masa en las muestras. Pierre Curie opinaba que perdían peso sin cambiar de naturaleza.

Las investigaciones de Rutherford tuvieron el reconocimiento en 1903 de la Royal Society, que le otorgó la Medalla Rumford en 1904. Resumió el resultado de sus investigaciones en un libro titulado Radiactividad en 1904, en el que explicaba que la radiactividad no estaba influida por las condiciones externas de presión y temperatura, ni por las reacciones químicas, pero que comportaba una emisión de calor superior al de una reacción química. Explicaba también que se producían nuevos elementos con características químicas distintas, mientras desaparecían los elementos radiactivos.

Junto a Frederick Soddy, calculó que la emisión de energía térmica debida a la desintegración nuclear era entre 20.000 y 100.000 veces superior a la producida por una reacción química. Lanzó también la hipótesis de que tal energía podría explicar la energía desprendida por el sol. Opinaban que si la tierra conserva una temperatura constante (en lo que concierne a su núcleo), se debe sin duda a las reacciones de desintegración que se producen en su seno. Esta idea de una gran energía potencial almacenada en los átomos encontrará un año después un principio de confirmación cuando Albert Einstein descubra la equivalencia entre masa y energía. Tras estos trabajos, Otto Hahn, el descubridor de la fisión nuclear junto con Fritz Strassmann y Lise Meitner, acudirá a estudiar con Rutherford en McGill durante unos meses.

A través de numerosos estudios con elementos radiactivos observa que estos emiten dos tipos de radiación. El primer tipo de radiación, al que denomina rayos alfa, es altamente energético pero tiene poco alcance y es absorbida por el medio con rapidez. El segundo tipo de radiación es altamente penetrante y de mucho mayor alcance, al que llama rayos beta. Mediante el uso de campos eléctricos y magnéticos analiza estos rayos y deduce su velocidad, el signo de su carga y la relación entre carga y masa. También encuentra un tercer tipo de radiación muy energético, al que denominará rayos gamma.

En 1907, obtiene una plaza de profesor en la Universidad de Mánchester, en donde trabajará junto a Hans Geiger. Con este inventará un contador que permite detectar las partículas alfa emitidas por sustancias radiactivas (prototipo del futuro contador Geiger), ya que ionizando el gas que se encuentra en el aparato, producen una descarga que se puede detectar. Este dispositivo les permite estimar el número de Avogadro de modo muy directo: averiguando el periodo de desintegración del radio y midiendo con su aparato el número de desintegraciones por unidad de tiempo. De ese modo dedujeron el número de átomos de radio presente en la muestra.

En 1908, junto con uno de sus estudiantes, Thomas Royds, demuestra de modo definitivo lo que se suponía: que las partículas alfa son núcleos de helio. ​​ En realidad, lo que prueban es que una vez liberadas de su carga, las partículas alfa son átomos de helio. Para demostrarlo, aisló la sustancia radiactiva en un material suficientemente delgado para que las partículas alfa lo atravesaran efectivamente, pero para ello bloquea cualquier tipo de "emanación" de elementos radiactivos, es decir, cualquier producto de la desintegración. Recoge a continuación el gas que se halla alrededor de la caja que contiene las muestras y analiza su espectro. Encuentra entonces gran cantidad de helio: los núcleos que constituyen las partículas alfa, han recuperado electrones disponibles.

Ese mismo año gana el Premio Nobel de Química por sus trabajos de 1908. Sufrirá, sin embargo, un pequeño disgusto, pues él se considera fundamentalmente un físico. Una de sus citas más famosas es que "la ciencia, o es Física, o es filatelia", con lo que sin duda situaba la física por encima de todas las demás ciencias.

En 1911 hará su mayor contribución a la ciencia, al descubrir el núcleo atómico. Había observado en Montreal al bombardear una fina lámina de mica con partículas alfa, que se obtenía una deflexión de dichas partículas. Al retomar Geiger y Marsden de modo más concienzudo estos experimentos y utilizando una lámina de oro, se dieron cuenta de que algunas partículas alfa se desviaban más de 90 grados. Rutherford lanzó entonces la hipótesis, que Geiger y Marsden enfrentaron a las conclusiones de su experimento, de que en el centro del átomo debía haber un "núcleo" que contuviera casi toda la masa ​ y toda la carga positiva del átomo, y que de hecho los electrones debían determinar el tamaño del átomo. Este modelo planetario había sido sugerido en 1904 por un japonés, Hantarō Nagaoka, aunque había pasado desapercibido. Se le objetaba que en ese caso los electrones tendrían que irradiar girando alrededor del núcleo central y, en consecuencia, caer. Los resultados demostraron que ese era sin dudar el modelo bueno, puesto que permitía prever con exactitud la tasa de difusión de las partículas alfa en función del ángulo de difusión y de un orden de magnitud para las dimensiones del núcleo atómico. Las últimas objeciones teóricas (sobre la irradiación del electrón) se desvanecieron con los principios de la teoría cuántica y la adaptación que hizo Niels Bohr del modelo de Rutherford a la teoría de Max Planck, lo que sirvió para demostrar la estabilidad del átomo de Rutherford.

En 1914 empieza la Primera Guerra Mundial, y Rutherford se concentra en los métodos acústicos de detección de submarinos. Tras la guerra, ya en 1919, lleva a cabo su primera transmutación artificial. Después de observar los protones producidos por el bombardeo de hidrógeno de partículas alfa (al observar el parpadeo que producen en pantallas cubiertas de sulfuro de zinc), se da cuenta de que obtiene muchos de esos parpadeos si realiza el mismo experimento con aire y aún más con nitrógeno puro. Deduce de ello que las partículas alfa, al golpear los átomos de nitrógeno, han producido un protón, es decir, que el núcleo de nitrógeno ha cambiado de naturaleza y se ha transformado en oxígeno, al absorber la partícula alfa. Rutherford acababa de producir la primera transmutación artificial de la historia. Algunos opinan que fue el primer alquimista que consiguió su objetivo.

Ese mismo año sucede a J. J. Thomson en el laboratorio Cavendish, pasando a ser el director. Es el principio de una edad de oro para el laboratorio y también para Rutherford. A partir de esa época, su influencia en la investigación en el campo de la física nuclear es enorme. Por ejemplo, en una conferencia que pronuncia ante la Royal Society, ya alude a la existencia del neutrón y de los isótopos del hidrógeno y del helio. Y estos se descubrirán en el laboratorio Cavendish, bajo su dirección. James Chadwick, descubridor del neutrón (Premio Nobel en 1932 por esto), Niels Bohr, que demostró que el modelo planetario de Rutherford no era inestable, y Robert Oppenheimer, al que se considera el padre de la bomba atómica, están entre los que estudiaron en el laboratorio en los tiempos de Rutherford. Moseley, que fue alumno de Rutherford, demostró, utilizando la desviación de los rayos X, que los átomos contaban con tantos electrones como cargas positivas había en el núcleo, y que de ello resultaba que sus resultados "confirmaban con fuerza las intuiciones de Bohr y Rutherford". John Cockcroft y Ernest Walton recibieron el Premio Nobel en 1938 por un experimento demostrando la desintegración del átomo utilizando un acelerador de partículas,​ y Edward Appleton también recibió el Premio Nobel, en 1947, por la demostración de la existencia de la ionosfera. ​

El gran número de clases que dio en el laboratorio Cavendish y la gran cantidad de contactos que tuvo con sus estudiantes dio una imagen de Rutherford como una persona muy apegada a los hechos, más aún que a la teoría, que para él solo era parte de una "opinión". Este apego a los hechos experimentales era el indicio de un gran rigor y de una gran honestidad. Cuando Enrico Fermi consiguió desintegrar diversos elementos con la ayuda de neutrones, le escribió para felicitarle por haber conseguido "escapar de la física teórica".

Por fortuna, Rutherford no se detenía en los hechos, y su gran imaginación le dejaba entrever, más allá, las consecuencias teóricas más lejanas, pero no podía aceptar que se complicaran las cosas inútilmente. Con frecuencia hacía observaciones en este sentido a los visitantes del laboratorio que venían a exponer sus trabajos a los estudiantes y a los investigadores, cualquiera que fuera la fama del visitante. Su apego a la simplicidad era casi proverbial. Como él mismo decía: "Yo mismo soy un hombre sencillo".

Su autoridad en el laboratorio Cavendish no se basaba en el temor que pudiera inspirar. Por el contrario, Rutherford tenía un carácter jovial. Se sabía que estaba avanzando en sus trabajos cuando se le oía canturrear en el laboratorio. Sus alumnos lo respetaban mucho, no tanto por sus pasados trabajos o por el mito que le rodeaba como por su atractiva personalidad, su generosidad y su autoridad intelectual. Su discípulo ruso Peter Kapitza le apodó "el cocodrilo" y así era conocido entre sus colegas. No porque fuera temible o peligroso, sino porque para un soviético tan lejano de los ríos africanos, el concepto de cocodrilo representaba una tremenda fuerza. Aunque nadie le llamare así de frente, Rutherford lo sabía bien y se enorgullecía en secreto. Es más, el edificio construido para los estudios de Kapitza tenía un gran bajorrelieve de un cocodrilo.​

También esta es para Rutherford la época de los honores: fue presidente de la Royal Society entre 1925 y 1930, y chairman de la Academic Assistance Council, que en esos políticamente turbulentos tiempos ayudaba a los universitarios alemanes que huían de su país. También se le concedió la Medalla Franklin en 1924 y de la Medalla Faraday en 1936. Realizó su último viaje a Nueva Zelanda, su país natal, que nunca olvidó, en 1925 y fue recibido como un héroe. Alcanzó la nobleza en 1931 y obtuvo el título de Barón Rutherford de Nelson, de Cambridge. Pero ese mismo año murió su única hija, Eileen, nueve días después de haber dado a luz a su cuarto hijo.

Rutherford era un hombre muy robusto y entró en el hospital en 1937 para someterse a una operación menor, tras haberse herido podando unos árboles de su propiedad. Al regresar a casa, parecía recuperarse sin problemas, pero su estado se agravó repentinamente. Murió el 19 de octubre​ y se le enterró en la abadía de Westminster, junto a Isaac Newton y Kelvin.

Rutherford está considerado como uno de los mayores científicos de la historia.

Las investigaciones de Rutherford, y los trabajos realizados bajo su dirección como director del laboratorio, establecieron la estructura nuclear del átomo y la naturaleza esencial de la desintegración radiactiva como proceso nuclear. Patrick Blackett, un investigador que trabajaba bajo las órdenes de Rutherford, demostró, utilizando partículas alfa naturales, la transmutación nuclear inducida. Posteriormente, el equipo de Rutherford, utilizando protones de un acelerador, demostró las reacciones nucleares y la transmutación inducidas artificialmente. Se le conoce como el padre de la física nuclear. Rutherford murió demasiado pronto para ver cómo se materializaba la idea de reacción nuclear en cadena de Leó Szilárd. Sin embargo, un discurso de Rutherford sobre su transmutación inducida artificialmente en el litio, publicado en el periódico londinense del 12 de septiembre de 1933, fue señalado por Szilárd como su inspiración para pensar en la posibilidad de una reacción nuclear en cadena controlada que produjera energía. Szilard tuvo esta idea mientras paseaba por Londres, ese mismo día.

El discurso de Rutherford se refirió a los trabajos realizados en 1932 por sus estudiantes John Cockcroft y Ernest Walton para "dividir" el litio en partículas alfa mediante el bombardeo con protones de un acelerador de partículas que habían construido. Rutherford se dio cuenta de que la energía liberada por los átomos de litio divididos era enorme, pero también se dio cuenta de que la energía necesaria para el acelerador, y su ineficiencia esencial para dividir átomos de esta manera, hacían que el proyecto fuera una imposibilidad como fuente práctica de energía (la fisión inducida por el acelerador de elementos ligeros sigue siendo demasiado ineficiente para ser utilizada de esta manera, incluso hoy en día). El discurso de Rutherford, en parte, decía

Podríamos obtener en estos procesos mucha más energía de la que proporcionaba el protón, pero en general no podríamos esperar obtener energía de esta manera. Era una forma muy pobre e ineficaz de producir energía, y cualquiera que buscara una fuente de energía en la transformación de los átomos estaba en la luna. Pero el tema era científicamente interesante porque permitía conocer los átomos por dentro.​

Radio-activity (Cambridge University Press, 1904), (Reeditado por Dover Phoenix Editions en 2005, ISBN 0-486-49585-X)

Radioactive Transformations (1906), (Reeditado por Juniper Grove en 2007, ISBN 1-60355-054-2)

Radiations from Radioactive Substances (1919). Disponible en: https://archive.org/details/radioactivesubst00ruthuoft

The Electrical Structure of Matter (1926)

The Artificial Transmutation of the Elements (1933)

The Newer Alchemy (1937)

.

Rutherford recibió el Premio Nobel de Química de 1908 en reconocimiento a "sus investigaciones en la desintegración de los elementos y en la química de las sustancias radioactivas ".​

Entre otras distinciones, fue elegido miembro (1903) y presidente (1925-1930) de la Royal Society de Londres, y se le concedieron los títulos de sir en 1914 y de barón Rutherford of Nelson en 1931.

El elemento 104 de la tabla periódica se denomina Rutherfordio en su honor.

A su muerte, sus restos mortales fueron inhumados en la abadía de Westminster.

1. McKown, Robin (1962). Giant of the Atom, Ernest Rutherford (en inglés). Julian Messner Inc, New York. p. 57.

2. TEARA:The Encyclopedia of New Zealand Story: Rutherford, Ernest

3. Birth, Death and Marriage Historical Records, New Zealand Government Registration number 1954/19483

4. Rutherford, E.; Royds, T. (1908). "Spectrum of the radium emanation". Philosophical Magazine. Series 6 (en inglés) 16 (92): 313. doi:10.1080/14786440808636511.

5. Longair, M. S. (2003). Theoretical concepts in physics: an alternative view of theoretical reasoning in physics (en inglés). Cambridge University Press. pp. 377-378. .

6. "for their discovery that nuclei could be disintegrated by artificially produced bombarding particles". Mehra, Jagdish (2001). The Historical Development of Quantum Theory. Springer. p. 36. .

7. Gamov, George. Biografía de la física. Salvat. 1971, pp. 179-180

8. The Times archives, 12 de septiembre de 1933, "The British association - breaking down the atom"

9. "Crater lunar Rutherford". Gazetteer of Planetary Nomenclature (en inglés). Flagstaff: USGS Astrogeology Research Program. .

10. "Crater marciano Rutherford". Gazetteer of Planetary Nomenclature (en inglés). Flagstaff: USGS Astrogeology Research Program. .

Cragg, R. H. (1971). "Lord Ernest Rutherford of Nelson (1871-1937)". Royal Institute of Chemistry, Reviews (en inglés) 4 (2): 129. doi:10.1039/RR9710400129.

Campbell, John. (1999) Rutherford: Scientist Supreme, AAS Publications, Christchurch, ISBN 0-4730-5700-X (en inglés)

Marsden, E. (1954). "The Rutherford Memorial Lecture, 1954. Rutherford-His Life and Work, 1871-1937". Proceedings of the Royal Society A (en inglés) 226 (1166): 283-305. Bibcode:1954RSPSA.226..283M. . doi:10.1098/rspa.1954.0254.

Reeves, Richard (2008). A Force of Nature: The Frontier Genius of Ernest Rutherford. New York: W. W. Norton. ISBN 0-393-33369-8 (en inglés)

Rhodes, Richard (1986). La fabricación de la bomba atómica. New York: Simon & Schuster. ISBN 0-671-44133-7 (en inglés)

Wilson, David (1983). Rutherford. Simple Genius, Hodder & Stoughton, ISBN 0-340-23805-4

# data[].attributes.attachment_link.title
Ernest Rutherford - Wikipedia, la enciclopedia libre

# data[].attributes.attachment_link.description
James Rutherford Grado en Artes, Maestría en Artes, bachiller de ciencias y doctor en ciencias , , , , , , , , , , y Ernest Rutherford, conocido también como Lord Rutherford ( Reino Unido: ; Brightwater, 30 de agosto de 1871- Cambridge, 19 de octubre de 1937), fue un físico neozelandés.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
John Dalton fue un matemático, meteorólogo, físico, químico y naturalista británico, el cual es reconocido por realizar la primera formulación del modelo atómico y la tabla de pesos relativos de los elementos químicos, los cuales fueron un aporte para generar el punto de partido de la química moderna. Además, se le conoce por haber hecho una descripción del llamado daltonismo, el cual es un defecto visual a la percepción de colores, enfermedad que padeció en cierto tiempo de su vida.

Nació el 6 de septiembre de 1766 en Cumberland, Reino Unido. Creció en una familia humilde conformada por su padre Joseph Dalton, su madre Deborah Greenup y sus hermanos Jonathan y Mary Dalton, donde John ayudaba en labores del campo a su padre y su hermano. Comenzó su etapa escolar, donde desde el inicio se destacó por su excelente y rápido aprendizaje en las matemáticas, tan bueno era que a la edad de 12 años empezó a darle clases a niños de su escuela y así pudo contribuir a la economía de su hogar desde muy niño. En 1878 realizó una sociedad con su hermano mayor Jonathan, participando como profesor en una escuela cuáquera cercana a Kendal.

En el año 1793 se trasladó a Manchester con miras a buscar un mejor futuro universitario, ya que tres años atrás sus posibilidades fueron frenadas debido a que los disidentes religiosos se les impedía asistir o dar clases en la universidad. En ese mismo año gracias a la ayuda de su amigo y filósofo John Gough, consiguió el puesto como profesor de matemáticas y filosofía natural en la Nueva Escuela de Manchester que era una academia de disidentes religiosos. Sin embargo, la capacidad financiera de la escuela empezaría a caer y esto hizo que Dalton renunciara a su cargo en el año 1800 y optara por dedicarse a las clases particulares. En ese mismo año Dalton publicó su primer libro su primer libro titulado "Observaciones y ensayos meteorológicos", donde planteó y defendió la tesis de que el aire o es una combinación química, sino una mezcla física de gases.

El daltonismo

En el año 1794, cuando Dalton tenía 26 años, el joven le regaló a su madre unas medias que para el eran de color azul, fue una sorpresa para su madre ya que no esperaba unas medias moradas, porque no eran comunes en esa época para las mujeres. Gracias a este suceso, Dalton se dio cuenta que ni él ni su hermano eran capaces de distinguir de forma adecuada los colores, lo que fue el punto de partida para que presentara su primer trabajo llamado "Hechos extraordinarios relativos a la visión de los colores", en el que explicó que las dificultades en la percepción del color son causa de problemas en el humor vítreo. Aunque esta teoría fue desmeritada en principio, La profunda investigación que Dalton realizó sobre el problema que padecía, dio origen al denominado daltonismo, el cual hacía referencia a la ceguera al color. Por ese año, Dalton también fue nombrado como miembro de la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester.

Leyes de las presiones parciales en los gases.

Comenzando el año 1800, Dalton fue nombrado secretario de la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester. En el año 1801, dicto varias conferencias a las que tituló "Ensayos experimentales", estas trataban sobre la formación de las mezclas de gases, la presión de vapor de agua y otros vapores a diferentes temperaturas en vacío y aire, la evaporación y la expansión térmica de los gases. En base a la descripción de estos experimentos y a la observación de la presión de vapor de seis líquidos, John Dalton pudo concluir y establecer que la variación de la presión de vapor en todos los líquidos es equivalente a la sumatoria de las presiones de cada componente de la presión de vapor.

Teoría atómica y Pesos relativos

John Dalton también dio lugar a lo que fue el primer modelo atómico, que fue propuesto entre 1803 y 1807. Este modelo aclaró por qué las sustancias químicas tenían reacción en proporciones estequiométricas fijas y por qué en la reacción de dos sustancias para formar uno o varios compuestos, las proporciones de estas son números enteros. En el año 1803 empezó a hacer experimentos relacionados con la reacción del óxido nítrico con el oxígeno y encontró que se daban dos proporciones diferentes en cuanto a peso (1:1,7 y 1:3,4). Este experimento dio lugar a la ley de las proporciones múltiples o pesos atómicos relativos, en la cual Dalton planteaba que en una reacción química los pesos relativos de los elementos se combinan entre sí en proporciones enteras pequeñas. Gracias a esto Dalton se convirtió en el primer científico en publicar una tabla de pesos atómicos, en la cual inicialmente estaban el hidrógeno, oxigeno, nitrógeno, carbono, azufre y fósforo y en empezar a formular teorías sobre lo que sería su modelo atómico.

Con base a el planteamiento anterior, Dalton planteo 5 postulados para su modelo atómico:

La materia está formada por unas partículas pequeñas, indivisibles e indestructibles llamadas átomos.

Los átomos de un elemento son iguales, estos tienen el mismo peso e iguales propiedades.

Los átomos de un elemento son diferentes a los de cualquier otro elemento, y se pueden distinguir unos de otros por sus respectivos pesos atómicos relativos.

Los átomos de un elemento se combinan con los átomos de otros elementos para formar compuestos químicos, y un compuesto dado siempre tiene el mismo número relativo de tipos de átomos.

Los átomos no se pueden crear ni dividir en partículas más pequeñas, ni se destruyen en el proceso químico. Una reacción química simplemente cambia la forma en que los átomos se agrupan.

El fin de todos estos aportes y teorías llegó el 27 de julio de 1884, día en que falleció en la ciudad de Manchester, a causa de un ataque cardíaco y recibió honores de monarca en su entierro.

# data[].attributes.attachment_link.description
John Dalton fue un matemático, meteorólogo, físico, químico y naturalista británico, el cual es reconocido por realizar la primera formulación del modelo atómico y la tabla de pesos relativos de los elementos químicos, los cuales fueron un aporte para generar el punto de partido de la química moderna.

# data[].attributes.attachment_link.description
Access Google Sites with a personal Google account or Google Workspace account (for business use).

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
El modelo atómico de Schrödinger fue desarrollado por Erwin Schrödinger en 1926. Esta propuesta es conocida como el modelo mecánico cuántico del átomo, y describe el comportamiento ondulatorio del electrón.

Schrödinger sugirió que el movimiento de los electrones en el átomo correspondía a la dualidad onda-partícula, y en consecuencia, los electrones podían movilizarse alrededor del núcleo como ondas estacionarias.

Schrödinger, quien fue galardonado con el Premio Nobel en 1933 por sus aportes a la teoría atómica, desarrolló la ecuación homónima para calcular la probabilidad de que un electrón se encuentre en una posición específica.

Características del modelo atómico de Schrödinger

-Describe el movimiento de los electrones como ondas estacionarias.

-Los electrones se mueven constantemente, es decir, no tienen una posición fija o definida dentro del átomo.

-Este modelo no predice la ubicación del electrón, ni describe la ruta que realiza dentro del átomo. Solo establece una zona de probabilidad para ubicar al electrón.

-Estas áreas de probabilidad se denominan orbitales atómicos. Los orbitales describen un movimiento de traslación alrededor del núcleo del átomo.

-Estos orbitales atómicos tienen diferentes niveles y sub-niveles de energía, y pueden definirse entre nubes de electrones.

-El modelo no contempla la estabilidad del núcleo, solo se remite a explicar la mecánica cuántica asociada al movimiento de los electrones dentro del átomo.

El modelo atómico de Schrödinger se fundamenta en la hipótesis de Broglie, así como en los modelos atómicos previos de Bohr y Sommerfeld.

Broglie propuso que al igual que las ondas tienen propiedades de las partículas, las partículas tienen propiedades de las ondas, teniendo una longitud de onda asociada. Algo que generó mucha expectación en la época, siendo el propio Albert Einstein avalador de su teoría.

Sin embargo, la teoría de Broglie tenía una carencia, la cual era que no se entendía muy bien el significado de la propia idea: un electrón puede ser una onda, ¿pero de qué? Es entonces cuando aparece la figura de Schrödinger para dar respuesta.

Para ello, el físico austriaco se apoyó en el experimento de Young, y con base en sus observaciones propias, desarrolló la expresión matemática que lleva su nombre.

A continuación los cimientos científicos de este modelo atómico:

El experimento de Young: la primera demostración de la dualidad onda-partícula

La hipótesis de Broglie sobre la naturaleza ondulatoria y corpuscular de la materia puede ser demostrada mediante el Experimento de Young, también conocido como experimento de doble rendija.

El científico inglés Thomas Young sentó las bases del modelo atómico de Schrödinger cuando en 1801 realizó el experimento para comprobar la naturaleza ondulatoria de la luz.

Durante su experimentación, Young dividió la emisión de un haz de luz que atraviesa un agujero pequeño a través de una cámara de observación. Esta división se logra mediante el empleo de una tarjeta de 0,2 milímetros, ubicada paralela al haz.

El diseño del experimento estaba hecho para que el haz de luz fuese más ancho que la tarjeta, así, al colocar la tarjeta de manera horizontal, el haz se dividía en dos partes aproximadamente iguales. La salida de los haces de luz era dirigida mediante un espejo.

Ambos haces de luz impactaban sobre una pared en una habitación oscura. Allí se evidenciaba el patrón de interferencias entre ambas ondas, con lo cual quedaba demostrado que la luz podía comportarse tanto como una partícula como una onda.

Un siglo más tarde, Albert Einsten reforzó la idea mediante los principios de mecánica cuántica.

Schrödinger desarrolló dos modelos matemáticos, diferenciando qué ocurre dependiendo si el estado cuántico cambia con el tiempo o no.

Para el análisis atómico, Schrödinger publicó a finales de 1926 la ecuación de Schrödinger independiente del tiempo, la cual se fundamenta en que las funciones de onda se comporten como ondas estacionarias.

Esto implica que la onda no se mueve, sus nodos, esto es, sus puntos de equilibrio, sirven como pivote para que el resto de la estructura se mueva alrededor de ellos, describiendo una frecuencia y amplitud determinadas.

Schrödinger definió a las ondas que describen los electrones como estados estacionarios u orbitales, y están asociados, a su vez, a distintos niveles de energía.

La ecuación de Schrödinger independiente del tiempo es la siguiente:

E: constante de proporcionalidad.

Ψ: función de onda del sistema cuántico.

Η ̂: operador Hamiltoniano.

La ecuación de Schrödinger independiente del tiempo se emplea cuando el observable que representa la energía total del sistema, conocido como operador Hamiltoniano, no depende del tiempo. Sin embargo, la función que describe al movimiento ondulatorio total siempre dependerá del tiempo.

La ecuación de Schrödinger indica que si se tiene una función de onda Ψ, y el operador Hamiltoniano actúa sobre ella, la constante de proporcionalidad E representa la energía total del sistema cuántico en uno de sus estados estacionarios.

Aplicado al modelo atómico de Schrödinger, si el electrón se mueve en un espacio definido se tienen valores discretos de energía, y si el electrón se desplaza libremente en el espacio, se tienen intervalos continuos de energía.

Desde el punto de vista matemático, se tienen varias soluciones para la ecuación de Schrödinger, cada solución implica un valor diferente para la constante de proporcionalidad E.

Según el principio de incertidumbre de Heisenberg, no es posible estimar la posición ni la energía de un electrón. En consecuencia, los científicos reconocen que la estimación de la ubicación del electrón dentro del átomo es inexacta.

Los postulados del modelo atómico de Schrödinger son los siguientes:

-Los electrones se comportan como ondas estacionarias que se distribuyen en el espacio según la función de onda Ψ.

-Los electrones se desplazan dentro del átomo en describiendo orbitales. Estos son zonas en donde la probabilidad de encontrar un electrón es considerablemente más alta. La referida probabilidad es proporcional al cuadrado de la función de onda Ψ ².

La configuración electrónica del modelo atómico de Schrödinguer explica las propiedades periódicas de los átomos y los enlaces que forman.

Sin embargo, el modelo atómico de Schrödinger no contempla el spin de los electrones, y tampoco considera las variaciones del comportamiento de electrones rápidos debido a efectos relativistas.

Modelo atómico de Broglie.

Modelo atómico de Chadwick.

Modelo atómico de Heisenberg.

Modelo atómico de Perrin.

Modelo atómico de Thomson.

Modelo atómico de Dalton.

Modelo atómico de Dirac Jordan.

Modelo atómico de Demócrito.

Modelo atómico de Leucipo.

Modelo atómico de Bohr.

Modelo atómico de Sommerfeld.

Modelo atómico actual.

1. El modelo atómico de Schrodinger (2015).Recuperado de: quimicas.net

2. El modelo mecánico cuántico del átomo Recuperado de: es.khanacademy.org

3. La ecuación de onda de Schrödinger (s.f.). Universidad Jaime I. Castellón, España. Recuperado de: uji.es

4. Modern atomic theory: models (2007). © ABCTE. Recuperado de: abcte.org

5. Schrodinger's Atomic Model (s.f.). Recuperado de: erwinschrodingerbiography.weebly.com

6. Wikipedia, La Enciclopedia Libre (2018). Ecuación de Schrödinger. Recuperado de: es.wikipedia.org

7. Wikipedia, La Enciclopedia Libre (2017). Experimento de Young. Recuperado de: es.wikipedia.org

# data[].attributes.attachment_link.title
Modelo Atómico de Schrödinger: Características, Postulados

# data[].attributes.attachment_link.description
El modelo atómico de Schrödinger fue desarrollado por Erwin Schrödinger en 1926. Esta propuesta es conocida como el modelo mecánico cuántico del átomo, y describe el comportamiento ondulatorio del electrón. Schrödinger sugirió que el movimiento de los electrones en el átomo correspondía a la dualidad onda-partícula, y en consecuencia, los electrones podían movilizarse alrededor del núcleo como ondas estacionarias.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger (en alemán [ˈɛʁviːn ˈʃʁøːdɪŋɐ]; Erdberg, Viena, Imperio austrohúngaro, 12 de agosto de 1887 - id., 4 de enero de 1961) fue un físico y filósofo austríaco, naturalizado irlandés, que realizó importantes contribuciones en los campos de la mecánica cuántica y la termodinámica.​ Recibió el Premio Nobel de Física en 1933 por haber desarrollado la ecuación de Schrödinger, compartido con Paul Dirac.​ Tras mantener una larga correspondencia con Albert Einstein propuso el experimento mental del gato de Schrödinger que mostraba las paradojas e interrogantes a los que abocaba la física cuántica.​

Infancia y juventud

Schrödinger nació en Erdberg, una localidad cercana a Viena, en 1887. Era hijo de Rudolf Schrödinger y Georgine Emilia Brenda. En 1898 entró en el Akademisches Gymnasium, una de las instituciones de enseñanza media más prestigiosas del ámbito germánico. Entre los años 1906 y 1910, Schrödinger estudió en Viena recibiendo clases de Franz Serafin Exner y de Friedrich Hasenöhrl. También realizó trabajos experimentales en colaboración con Friedrich Kohlrausch. En 1911, Schrödinger se convirtió en asistente de Exner.​

En 1914 logró la habilitación ( venia legendi), que es la máxima calificación académica que una persona puede alcanzar en ciertos países de Europa y Asia. Entre aquel año y 1918 participó en la I Guerra Mundial como parte del ejército austriaco, en Gorizia, Duino, Sistiana, Prosecco y Viena. El 6 de abril de 1920 contrajo matrimonio con Annemarie Bertel. El mismo año, Schrödinger se convirtió en ayudante de Max Wien en Jena, y el 20 de septiembre adquirió el cargo de profesor asociado en Stuttgart. En 1921 se convirtió en profesor titular en Breslau (hoy Wrocław, Polonia).​

Schrödinger se trasladó a la Universidad de Zürich en 1922. En enero de 1926 publicó en la revista Annalen der Physik un artículo científico titulado Quantisierung als Eigenwertproblem ( Cuantización como problema de autovalores), en el que desarrolló la llamada ecuación de Schrödinger. Al año siguiente sucedió a Max Planck en la Universidad de Berlín. Sin embargo, abandonó Alemania en 1933, al estar en contra del antisemitismo del Partido Nazi. Ese mismo año se convirtió en fellow del Magdalen College, en la Universidad de Oxford.​ Recibió además el Premio Nobel de Física junto a Paul Adrien Maurice Dirac.​

Cronología

1934 asociado en la Universidad de Princeton

1938 después de la ocupación de Austria por Hitler, tuvo problemas por haber abandonado Alemania en 1933 y por sus preferencias políticas; busca becas e investigaciones a través de Italia y Suiza hasta Oxford - Universidad de Ghent. En el Instituto de Estudios Avanzados en Dublín, es Director de la Escuela de Física Teórica. Más de 50 publicaciones en varias áreas. Intentos hacia una teoría de campo unificada.

1944 ¿Qué es la vida? (Concepto de código genético, neguentropía)

En Dublín hasta su jubilación.

1955 vuelve a Viena (plaza ad personam). En una importante conferencia durante la Conferencia de Energía Mundial se niega a hablar sobre la energía atómica debido a su escepticismo. En su lugar dio una charla sobre filosofía.

Falleció en Viena en 1961, a los 73 años, de tuberculosis. Le sobrevivió su viuda Anny. Fue enterrado en Alpbach ( Austria).​

En 1944 publicó en inglés un pequeño volumen titulado ¿Qué es la vida? ( What is life?),​ resultado de unas conferencias divulgativas. Esta obra menor ha tenido gran influencia sobre el desarrollo posterior de la biología. Aportó dos ideas fundamentales:

1. Primero, que la vida no es ajena ni se opone a las leyes de la termodinámica, sino que los sistemas biológicos conservan o amplían su complejidad exportando la entropía que producen sus procesos (véase neguentropía).

2. Segundo, que la química de la herencia biológica, en un momento en que no estaba clara su dependencia de ácidos nucleicos o proteínas, debe basarse en un "cristal aperiódico", contrastando la periodicidad exigida a un cristal con la necesidad de una secuencia capaz de codificar información necesariamente irregular. Según las memorias de James Watson, DNA, The Secret of Life, el libro de Schrödinger de 1944 What is Life? le inspiró para investigar los genes, lo que lo llevó al descubrimiento de la estructura de doble hélice del ADN.​

Además de los distintos conceptos físico-matemáticos que llevan su nombre, se tiene que:

Véase también

Referencias

Bibliografía

Schrödinger, E. (2008, 7ª ed). ¿Qué es la vida?. Trad. y notas de Ricardo Guerrero. Tusquets, Barcelona. Colección Metatemas.

Schrödinger, E. (1947). ¿Qué es la vida?. Trad. de Greta Mayena. Espasa Calpe, Buenos Aires.

Symonds, N. (1986). What is life?: Schrodinger's influence on biology. Quarterly Review of Biology, 61(2):221-6.

Enlaces externos

# data[].attributes.attachment_link.description
Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger (en alemán [ˈɛʁviːn ˈʃʁøːdɪŋɐ]; Erdberg, Viena, Imperio austrohúngaro, 12 de agosto de 1887 - id., 4 de enero de 1961) fue un físico y filósofo austríaco, naturalizado irlandés, que realizó importantes contribuciones en los campos de la mecánica cuántica y la termodinámica.​ Recibió el Premio

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
(Viena, 1887 - id., 1961) Físico austriaco que compartió el Premio Nobel de Física del año 1933 con Paul Dirac por su contribución al desarrollo de la mecánica cuántica. Ingresó en 1906 en la Universidad de Viena, en cuyo claustro permaneció, con breves interrupciones, hasta 1920. Sirvió a su patria durante la Primera Guerra Mundial, y luego, en 1921, se trasladó a Zurich, donde residió los seis años siguientes.

Erwin Schrödinger

En 1926 publicó una serie de artículos que sentaron las bases de la moderna mecánica cuántica ondulatoria, y en los cuales transcribió en derivadas parciales su célebre ecuación diferencial, que relaciona la energía asociada a una partícula microscópica con la función de onda descrita por dicha partícula. Dedujo este resultado tras adoptar la hipótesis de Louis de Broglie, enunciada en 1924, según la cual la materia y las partículas microscópicas, éstas en especial, son de naturaleza dual y se comportan a la vez como onda y como cuerpo.

Atendiendo a estas circunstancias, la ecuación de Schrödinger arroja como resultado funciones de onda, relacionadas con la probabilidad de que se dé un determinado suceso físico, tal como puede ser una posición específica de un electrón en su órbita alrededor del núcleo. En 1927 aceptó la invitación de la Universidad de Berlín para ocupar la cátedra de Max Planck, y allí entró en contacto con algunos de los científicos más distinguidos del momento, entre los que se encontraba Albert Einstein.

Permaneció en dicha universidad hasta 1933, momento en que decidió abandonar Alemania ante el auge del nazismo y de la política de persecución sistemática de los judíos. Durante los siete años siguientes residió en diversos países europeos hasta recalar en 1940 en el Dublin Institute for Advanced Studies de Irlanda, donde permaneció hasta 1956, año en el que regresó a Austria como profesor emérito de la Universidad de Viena.

Cómo citar este artículo:
Fernández, T. y Tamaro, E. (2004). . En Biografías y Vidas. La enciclopedia biográfica en línea. Barcelona (España). Recuperado de el .

# data[].attributes.attachment_link.description
(Viena, 1887 - id., 1961) Físico austriaco que compartió el Premio Nobel de Física del año 1933 con Paul Dirac por su contribución al desarrollo de la mecánica cuántica. Ingresó en 1906 en la Universidad de Viena, en cuyo claustro permaneció, con breves interrupciones, hasta 1920.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Ana Zita
Doctora en Bioquímica

El modelo atómico de Bohr muestra al átomo como un núcleo positivo pequeño rodeado por electrones en capas circulares alrededor del núcleo.

Con ayuda de la teoría cuántica de Plank, los espectros de luz de los elementos, y la teoría nuclear de Rutherford, Bohr logró en 1913 establecer un nuevo modelo atómico donde los electrones describían círculos alrededor del núcleo.

Este modelo sirvió para explicar los espectros de luz emitidos por los elementos y las regularidades de la tabla periódica. Además, con el modelo de Bohr se inició la era cuántica.

Postulados del modelo atómico de Bohr

Los electrones se mueven a una cierta distancia del núcleo

Para Bohr, el movimiento circular del electrón tenía un radio de rotación específico, por lo que no podían existir electrones entre dos capas.

Los electrones se mueven de forma estable, es decir, sin liberar energía, en el estado estacionario. Cuando se les aplica una cantidad de energía exterior, esto es, los electrones son excitados, pueden saltar a un nivel de energía superior. Este es el estado excitado menos estable del electrón.

Los electrones siguen una trayectoria circular

Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas definidas.

Los electrones en estado estacionario se mueven en "niveles de energía" o "capas". Cada nivel de energía se denomina por letras, siendo el nivel más bajo la letra K, seguido de L, M, N, y así sucesivamente. Las capas pueden imaginarse como anillos de cebolla envolviendo al núcleo.

En este sentido, las capas más cercanas al núcleo poseen menos energía, También cada capa podía contener más de un electrón, por ejemplo: la capa K puede tener hasta dos electrones, la capa L, ocho, y así sucesivamente.

Los electrones emiten luz cuando cambian de nivel

Todos los elementos cuando se calientan emiten una luz de colores o frecuencias específicas, conocidas como espectro electromagnético.

Bohr pudo explicar este fenómeno de la siguiente forma:

Cuando un electrón salta de un nivel alto de energía a un nivel de menor energía, la diferencia energética se libera en forma de radiación electromagnética o luz. Así, la energía está relacionada a la frecuencia o color de la luz f por la relación de Max Planck h: Energia= hf.

Los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo.

Los electrones viajan en niveles predeterminados de energía.

Los electrones pueden saltar de un nivel energético menor a uno mayor si les proporciona energía.

Cuando los electrones regresan a su nivel de energía estacionario, liberan luz.

Características del modelo de Bohr

¿Cómo Bohr llegó al modelo atómico?

Niels Bohr nació en Copenhagen (Dinamarca) en 1885. En 1912 entró en el laboratorio de Ernest Rutherford con la tarea de descubrir la forma en que la estructura nuclear del átomo era estable.

El modelo atómico de Rutherford se basaba en un núcleo central rodeado de electrones, como en el sistema solar. Este modelo tan simple tenía un problema: un electrón girando alrededor del núcleo debía emitir una radiación electromagnética, con la consecuente pérdida de energía. Esto provocaría que el electrón cayera en el núcleo, provocando el colapso atómico.

Bohr propuso que los electrones estaban alejados a una distancia determinada del núcleo, girando en círculos. Cada círculo u órbita estaba provista de una cantidad predeterminada de energía. Si un electrón saltaba a una órbita de menor energía, este emitiría una radiación electromagnética.

El modelo más simple fue el hidrógeno, que consiste de un electrón y un protón. Calculando la energía que emite el hidrógeno cuando recibe una descarga, los valores experimentales se aproximaban a los valores calculados por Bohr.

El modelo átomico de Bohr es válido únicamente en el átomo de hidrógeno.

Fallas del modelo atómico de Bohr

Al principio el modelo de Bohr parecía prometedor. Se ajustaba perfectamente al átomo de hidrógeno. Pero cuando se trató de aplicar este modelo a otros átomos, no funcionó.

Los electrones no se mueven en órbitas circulares

Algunos trataron de ajustar el modelo a una órbita elíptica, sin éxito. Hoy en día se sabe que el electrón se comporta como una onda y una partícula, por lo que se habla mejor de una función de onda, un espacio alrededor del núcleo donde existe la probabilidad de encontrar el electrón.

Vea también:

Doctora en Bioquímica por el Instituto Venezolano de Investigaciones Científicas (IVIC), con licenciatura en Bioanálisis de la Universidad Central de Venezuela.

# data[].attributes.attachment_link.title
Modelo atómico de Bohr: explicación y postulados (con imágenes)

# data[].attributes.attachment_link.description
Ana Zita Doctora en Bioquímica El modelo atómico de Bohr muestra al átomo como un núcleo positivo pequeño rodeado por electrones en capas circulares alrededor del núcleo. Con ayuda de la teoría cuántica de Plank, los espectros de luz de los elementos, y la teoría nuclear de Rutherford, Bohr logró en 1913 establecer un nuevo modelo atómico donde los electrones describían círculos alrededor del núcleo.

# data[].attributes.attachment_link.title
Química: Teoría Atómica 8: Modelo Atómico de Bohr

# data[].attributes.attachment_link.title
👓Modelo  Atómico de DALTON (Breve explicación)

# data[].attributes.attachment_link.provider_name
Información y Características | Ciencias de la Tierra

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
También conocido como el modelo de la bola de billar. Desarrollado en 1804.
Después del Atomismo y las corrientes filosóficas Griegas, pasaron más de 2 mil años para que otra teoría atómica trascendiera en el mundo científico y ésta salió de los estudios de John Dalton, un físico, químico y meteorólogo inglés que propuso inicialmente la teoría atómica moderna y que también es conocido por sus estudios sobre la incapacidad para distinguir colores por el ojo humano, condición conocida como Daltonismo.

La idea del átomo como lo presentó el filosofo griego Demócrito no tuvo gran aceptación e incluso a muchos científicos a lo largo de los siglos les pareció hasta ridícula. Sin embargo, en 1804, John Dalton, basado en las ideas de los Atomistas, según algunos historiadores, presentó un modelo atómico que finalmente tuvo resonancia en los físicos de la época.

Para empezar, Dalton era un científico y su modelo fue el resultado de las conclusiones de varios experimentos que realizó con gases. Con base en los resultados de sus investigaciones, Dalton pudo demostrar que los átomos realmente existen, algo que Demócrito solo había inferido, creando una de las teorías más importantes en la historia de la física moderna.

Principios básicos del modelo atómico de Dalton.

1. Toda la materia está hecha de átomos.
Absolutamente todo lo que conocemos está hecho de átomos tanto en la tierra como en el universo conocido. Cada uno de los elementos está hecho de átomos.

2. Los átomos son indivisibles e indestructibles.
Dalton pensaba que los átomos eran las partículas más pequeñas de la materia y eran químicamente indestructibles.

3. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos .
Para un elemento determinado, todos sus átomos tienen la misma masa y las mismas características.

4. Los átomos de diferentes elementos varían en masa y propiedades.
Cada elemento tiene átomos de características y masa diferentes.

5. Los compuestos están formados por una combinación de dos o más tipos diferentes de átomos.
Un compuesto determinado siempre tiene los mismos tipos de átomos combinados y en las mismas proporciones.

6. Una reacción química es una reorganización de átomos.
Las reacciones químicas son el resultado de una separación, unión o reorganización de átomos. Sin embargo, los átomos de un elemento nunca cambian a átomos de otro elemento como resultado de una reacción química.

Consideraciones adicionales del Modelo de Dalton.

Adicionalmente a estos principios básicos, Dalton propuso que los átomos de dos elementos que interactúan entre sí para formar moléculas, obedecen la Ley de Conservación de la Masa. Lo que significa que el número y las clases de átomos que contienen las moléculas son iguales al número y tipo de átomos de los productos usados en la reacción química.

Otro importante aspecto de su teoría fue la Ley de Proporciones Múltiples que indica que al combinar los átomos de dos elementos, solo se pueden combinar de acuerdo a una relación de números enteros como 1:1, 2:1, 2:2, etc. Por ejemplo, el agua H2O se combina en la proporción 2:1, lo que significa que tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Por lo tanto, ninguna otra proporción de estos elementos puede usarse para producir agua. No se puede producir agua usando 3 átomos de hidrógeno y dos de oxígeno (3:2).

Dalton también creó una "Tabla de pesos atómicos" y usando la información de esta tabla, colocó los elementos en un orden determinado por el peso de los elementos, comparándolos con el hidrógeno, el elemento más ligero, que es el número uno en la tabla y tiene el número atómico de 1.

El modelo de bola de billar.

Una conclusión de pensar que los átomos eran las partículas mas pequeñas de la materia fue visualizarlos como esferas sólidas y duras por lo que muchas de sus presentaciones las hizo con modelos hechos con bolas de madera lo que le dio el nombre de modelo de bola de billar.

Los Experimentos de Dalton

A diferencia de los Atomistas que solo usaron la lógica para definir al átomo, Dalton respaldó sus afirmaciones con una gran cantidad de experimentos que demostraron la existencia de los átomos, todos desde el punto de vista de la química. Algunos de los más conocidos fueron:

Realizó experimentos con gases, estudiando las características de la presión de este estado de la materia, concluyendo que los átomos de los gases deben estar en constante movimiento aleatorio.

Otros experimentos consistieron en la combinación de elementos para crear moléculas de compuestos, lo que le permitió afirmar que un compuesto determinado siempre está formado por los mismos elementos en las mismas proporciones y siguiendo su "Ley de las Proporciones Múltiples".

Aceptación del Modelo Atómico de Dalton.

La teoría atómica de Dalton fue aceptada por muchos científicos de la época casi de inmediato y es la base de algunas partes de la teoría actual. Sin embargo, los científicos ahora saben que los átomos no son las partículas más pequeñas de la materia ya que como sabemos los átomos tienen varios tipos de partículas más pequeñas, como protones, neutrones y electrones. La teoría de Dalton se convirtió rápidamente en la base teórica de la química.

Limitaciones y Errores en la Teoría de Dalton

Dalton pensaba que los átomos de todos los elementos permanecían individuales por lo que no pudo percatarse que en algunos elementos los átomos existen en moléculas, como por ejemplo el oxígeno puro que existe como O2 (o sea una molécula del mismo elemento con dos átomos de oxígeno).

También pensó erróneamente que el compuesto más simple entre dos elementos es siempre un átomo de cada uno. Esto lo llevó a concluir que el agua era HO en vez de H2O.

El rudimentario equipo usado por Daltón también lo llevó a algunas conclusiones equivocadas. Inicialmente dio al oxígeno el valor de 5.5, o sea 5.5 veces más pesado que el átomo de Hidrógeno que era la referencia. Años más tarde corrigió sus valores y dio al oxígeno el valor de 7, aún cuando otros científicos contemporáneos daban el valor de 8 al oxígeno.

Impacto de la Teoría de Dalton.

Aunque la teoría atómica moderna ha alcanzado niveles impensables, en esencia la teoría de Dalton sigue siendo válida en algunos aspectos. No obstante es conocido que los átomos se pueden separar mediante reacciones nucleares, sigue siendo válido que son inseparables mediante reacciones químicas tal como lo postuló Dalton.

Adicionalmente, hoy sabemos que no todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa, ya que existen los isótopos, o átomos con neutrones adicionales que tienen una masa mayor aún siendo del mismo elemento.

¿Quién era John Dalton?

John Dalton nación en Inglaterra, de origen humilde, recibió educación inicialmente de su padre y de una escuela en su pueblo natal. Sin embargo, su condición económica lo hizo empezar a trabajar a la temprana edad de 10 años en una casa, aunque se dice que comenzó a enseñar en una escuela desde los 12 años y a los 14 ya era experto en latín.

Dalton siguió dando clases y recibiendo instrucción informal de personajes de la zona, pero a la edad de 27 fue nombrado profesor de matemáticas y filosofía natural en una universidad pequeña de Manchester donde permaneció 7 años, hasta que decidió ser tutor privado de las mismas materias.

Contribuciones Científicas.

Definitivamente la más importante de sus contribuciones fue su teoría sobre el Átomo, pero Dalton también hizo estudios en:

Meteorología.

Mediciones de las alturas de las montañas.

Ceguera a los colores. Condición llamada Daltonismo en su honor.

Algunas Leyes relacionadas con los gases.

Y muchas otras publicaciones de temas menores como el color del cielo e incluso gramática inglesa.

Dalton era reservado y nunca se casó. Dedicado a sus investigaciones, vivió una vida modesta y sin grandes reflectores. En 1837 y 1838 tuvo ataques que lo dejaron sin habla, aunque siguió investigando hasta 1844 año en que murió.

# data[].attributes.attachment_link.keywords[]
modelo atomico de dalton caracteristicas

# data[].attributes.attachment_link.keywords[]
modelo atomico de dalton caracteristicas

# data[].attributes.attachment_link.title
Modelo Atómico de Dalton - Información y Características

# data[].attributes.attachment_link.description
El modelo atómico de Dalton fue propuesto en 1804 por el científico británico John Dalton. En el proponía que toda la materia está hecha de átomos, químicamente indivisibles e indestructibles. Aunque tenía algunas deficiencias fue la base de un nuevo campo de la física y de la ciencia en general.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Ana Zita
Doctora en Bioquímica

El modelo atómico de Dalton representa al átomo como la partícula más pequeña e indivisible de la materia. John Dalton (1766-1844) propuso que los átomos eran los bloques de construcción básicos de la materia y los representaba como esferas sólidas.

La idea de que la materia estaba compuesta de partículas pequeñísimas que ya no se podían dividir fue considerada inicialmente en el siglo V a. de C. por Demócrito. Sin embargo, pasaron más de 20 siglos para que la noción del átomo fuera aceptada.

Dalton realizó la primera presentación científica del átomo en 1808. Posteriormente, este modelo atómico fue desplazado al avanzar el conocimiento y la tecnología.

Postulados de la teoría atómica de Dalton

Los postulados de la teoría atómica de Dalton se infieren de sus trabajos de investigación sobre el átomo. A continuación, te explicamos cada una de sus proposiciones.

Cada elemento está compuesto de partículas diminutas llamadas átomos

La mejor forma de explicar el comportamiento de los gases según Dalton era asumiendo que los elementos estaban compuestos por átomos.

Los átomos de un elemento son iguales

Tal como estas bolitas de cristal, todos los átomos de un elemento, según Dalton, son iguales.

A diferencia de muchos de sus contemporáneos, Dalton pensó que los átomos de un elemento eran iguales y que cada elemento debía tener sus propios átomos. Por ejemplo: el hierro (Fe) tenía átomos propios del hierro, que eran diferentes de los átomos del elemento plata (Ag).

Los compuestos químicos se forman cuando los átomos se combinan

Un átomo de una sustancia X se combina con un átomo de la sustancia Y para formar el compuesto XY. En el caso del monóxido de carbono CO, un átomo de carbono C se combina con un átomo de oxígeno O.

Las reacciones químicas se producen por la reorganización de los átomos

Cuando los compuestos reaccionan, se produce un reacomodo de los átomos. Por ejemplo, si un compuesto XY reacciona con un elemento Z, puede ocurrir dos nuevos compuestos: XZ o YZ.

Los átomos no cambian

Para Dalton, los átomos eran indestructibles y no podían cambiarse entre sí.

¿Cómo Dalton llegó a la teoría atómica?

Dalton era profesor en una Universidad de Manchester (Inglaterra), interesado en la meteorología. Estudiando la naturaleza del aire, Dalton propuso en 1803 la ley de las presiones parciales de los gases. Él pensó que los gases consistían de pequeñas partículas que se atraían y rechazaban entre sí.

En 1804 propuso la ley de las proporciones múltiples, según la cual un compuesto está constituido por una cantidad fija y proporcional de elementos.

Aunque Dalton publicó su trabajo parcialmente en revistas científicas de la época, toda la información fue recopilada en 1808 en el libro Un nuevo sistema de filosofía química, donde explicó con detalles sus hallazgos.

Fallas de la teoría atómica de Dalton

Evidentemente para nuestro conocimiento actual, la teoría de Dalton presenta muchas fallas. A continuación te explicamos, a modo de resumen, cada uno de los aspectos fundamentales de la teoría de Dalton que son rechazados.

El átomo no es indivisible

El átomo, en realidad, está conformado por muchas otras partículas subatómicas. Fueron necesarios casi cien años después de la teoría de Dalton para descubrir los electrones y los protones, con lo cual se echaba por tierra que el átomo era indivisible.

Los átomos sí cambian

Un átomo puede cambiar por efecto de la radiactividad. Cuando átomos inestables pierden partículas, pueden dar origen a un elemento completamente nuevo. Por ejemplo: el uranio -238 se transforma por decaimiento radiactivo en torio-234.

El agua no es la combinación de un hidrógeno y un oxígeno

Ahora sabemos que la molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Dalton tuvo un error en el cálculo del agua.

El modelo atómico que siguió al de Dalton fue el de "pudin con pasas", propuesto por J.J. Thomson (1856-1940), donde los electrones (pasas) estaban incrustados en una masa positiva (pudín).

Vea también Átomo.

Resistencias a la teoría atómica de Dalton

El químico británico sir Henry Enfield Roscoe (1833-1915) se burlaba de la teoría atómica diciendo que los átomos eran pedacitos de madera inventados por el señor Dalton.

Probablemente se refería a los modelos de construcción en madera que algunos científicos usaban para representar los diferentes tipos de átomos.

Vea también Modelos atómicos.

Doctora en Bioquímica por el Instituto Venezolano de Investigaciones Científicas (IVIC), con licenciatura en Bioanálisis de la Universidad Central de Venezuela.

# data[].attributes.attachment_link.title
Modelo atómico de Dalton: explicación y postulados

# data[].attributes.attachment_link.description
Ana Zita Doctora en Bioquímica El modelo atómico de Dalton representa al átomo como la partícula más pequeña e indivisible de la materia. John Dalton (1766-1844) propuso que los átomos eran los bloques de construcción básicos de la materia y los representaba como esferas sólidas.

# data[].attributes.attachment_link.title
Estructura Atmica. Modelo atmico de Rutherford

# data[].attributes.attachment_link.description
El experimento consista en bombardear una fina lmina de oro con partculas alfa (ncleos de helio). De ser correcto el modelo atmico de , el haz de partculas debera atravesar la lmina sin sufrir desviaciones significativas a su trayectoria.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
El modelo atómico de Rutherford llamado modelo planetario del átomo o átomo nuclear, fecha propuesta(1911) describe la estructura de los átomos.

¿En que consiste el modelo atómico de rutherford?

Ernest Rutherford en su modelo atómico describe al átomo como un núcleo pequeño, denso y con carga positiva en su nucleo, en el que se concentra casi toda la masa, alrededor de la cual los componentes ligeros y negativos , llamados electrones , circulan a cierta distancia, como planetas que giran alrededor del Sol.

Características principales del modelo atómico de rutherford

El átomo tiene una parte central llamada núcleo, diminuto, de carga positiva, compacto o macizo y muy denso, debido a que casi la totalidad de la masa atómica se concentra en él.

El campo eléctrico generado por el núcleo es muy intenso y causa la desviación de rayos a mediante fuerzas de repulsión eléctrica.

El átomo es casi vacío, ya que los electrones, partículas de masa insignificante, ocuparían espacios grandes cuando giran en tomo al núcleo.

Aportaciones del modelo atomico de rutherford

El principal aporte de Rutherford fue que abandonó la idea de que el átomo sería como un "budín de pasas", propuesta por Thomson, ya que, según este modelo, los rayos alfa se desviarían muy débilmente y nunca con ángulos de dispersión (0) de 90° y 180° como ocurría en el experimento.

Descripción del modelo atómico de Rutherford

El modelo atómico de Rutherford está constituido por un núcleo, protones y electrones. Aunque, es más común hablar de estos últimos únicamente hoy día. Estos giran alrededor del núcleo. El cual puede ser pensado como si fuera una pelota sin más. El mismo es positivo. Mientras que aquellos son negativos. Esto es así para que se anules. Pues la carga eléctrica del átomo es neutra.

Postulados del modelo atómico de Rutherford

Todo postulado es una proposición o proposiciones unidas por sus respectivas conjunciones. El cual no necesita ser demostrado. Exactamente por lo evidente que resulta por sí mismo. Además, no ha de ser contenido por otro postulado. Sino que debe serle excluyente y valerse por sí mismo. Teniendo en cuenta esto, podemos definir los postulados de Rutherford. Son sólo 5.

Toda partícula cargada con electricidad positiva se encuentra, respecto al tamaño del átomo, en un volumen muy pequeño. La gran parte de la masa del átomo está concentrada en el núcleo. Todo electrón está cargado con electricidad negativa. Además, gira alrededor del núcleo. Esto lo hace a altísimas velocidades y en su órbita en trayectorias circulares.

Por último, electrones y el núcleo se mantienen unidos siempre. En efecto, esto sucede así a causa de la fuerza de atracción electrostática. Ya que recuérdese que ambos son polos opuestos. Y, por ello, se atraen.

Teoría del modelo atómico de Rutherford

Se trata de una complejísima fórmula matemática. Debido a su profundidad trataremos de expresarla lo mejor que podamos. Es como sigue. S= (Xntcsc4/16r) por (2QnQa/mv). Cada una de sus partes tienen el significado siguiente.

S no es más que el número de partículas Alfa que están comprendidas en el área unitaria con un ángulo de deflexión fi. R significa la distancia que hay desde el punto de incidencia de los rayos Alfa en el material de dispersión.

X es el total de las partículas que llegarán a caer sobre el material de dispersión. N es el total de los átomos en el volumen unitario del material. T, por su parte, es el espesor de la lámina. Qn representa a la carga positiva del núcleo. Qa es la carga positiva de las partículas Alfa. M no es sino la masa de una partícula Alfa. V es la velocidad de esa partícula.

Ahora bien, esta fórmula da cuenta de la lámina empleada en el experimento. Sobre la misma deberían (se esperaba), que se dispersaran las partículas Alfa. Claro, sólo si la carga positiva y la gran parte de la masa atómica se concentraba en el centro del átomo.

Experimento del modelo atómico de Rutherford

Realizado y perfeccionado a lo largo de 1909 a 1913, consistía en bombardear con partículas Alfa una lámina de oro de 100nm de espesor. Estas partículas eran átomos sin electrones por lo que lo único que tenían eran protones y neutrones. Es decir, pura carga positiva. Así pues, si se estaba en lo correcto, estas, las partículas, debían atravesar los átomos de oro en línea recta.

Explicación del modelo atómico de Rutherford

Todo modelo anterior consideraba que la carga positiva estaba distribuida de manera uniforme en el átomo. Esto haría que atravesarla fuera sencillo. Precisamente porque su carga no habría de ser tan fuerte en un punto dado.

Así pues, aunque no era su interés negar esta idea, lo hizo. Exactamente porque al realizar el experimento no se dio esto. Eso llevó a concluir a Rutherford que el átomo realmente tenía una carga positiva muy concentrada en su centro. Así, por eso, al intentar pasar las partículas Alfa, eran rechazadas.

Limitaciones del modelo atómico de Rutherford

Si bien sirvió para dar cuenta de unas cosas del átomo, no lo fue para darlo del resto. Exactamente porque no explicaba cómo se mantenían unidas las cargas positivas en el núcleo. Ya que, si se dirige uno a la teoría eléctrica básica, se tiene que las cargas positivas deberían repelerse.

Importancia del modelo atómico de Rutherford

El modelo sirvió como un avance y base para ser sustituido por un modelo más preciso. A saber, el modelo de Bohr, el cual resolvía algunos de sus problemas. Además, el modelo atómico de Rutherford inició toda una época de nuevos estudios del átomo, gracias al concepto fresco que ofrecía a la comunidad científica.

Resumen del modelo atómico de Rutherford

Básicamente el modelo de Rutherford existe a causa de una casualidad. Podría resumirse el mismo y su historia como sigue. Se realizó un experimento para comprobar una idea ampliamente aceptada en la comunidad científica sobre el átomo. La misma fue refutada por el experimento lo cual generó una nueva concepción del átomo. Más correcta y precisa.

Historia del modelo atómico de Rutherford

Rutherfor era un profesor de física en la Universidad de Manchester. Había ya ampliamente sido reconocido por sus estudios en radiación. Precisamente por haber descubierto el rayo alfa, beta y gamma. Como se ve, se trataba de toda una mente brillante.

Sin embargo, el camino hasta este modelo atómico no se iniciaría hasta que recibió la visita de un tal Hans Geiger. Del cual, quedó tan impresionado que le pidió se quedase con él para ayudarlo en sus investigaciones. A partir de ese instante, pusieron manos a la obra.

No obstante, no sería hasta el año de 1908 en que realmente podríamos decir que hubo adelantos significativos. En efecto, en tal año realizaron un experimento muy famoso. El cual, Geiger tuvo la oportunidad de divulgar al publicar sobre el mismo en un artículo. Este se denominaba: "Sobre la dispersión de partículas por materia".

Para el año siguiente (1909), Geiger volvió a publicar otro artículo con nuevos adelantos. El mismo se llamaba: "en una reflexión difusa de las partículas Alfa ". Lo mismo sucedió el año siguiente, 1910. El artículo se llamaba: "La dispersión de las partículas Alfa por materia".

El momento definitivo, por el cual las investigaciones y publicaciones anteriores darían resultados, sería el año 1911. Allí, fue Rutherford en personas quien publicó un documento, hoy claramente histórico, titulado: "La dispersión de partículas Alfa y Beta por materia y estructura del átomo". Aquí Rutherford dio cuenta de un modelo matemático complejísimo (y que, claramente, sólo puede ser entendido por especialistas en el área).

Sobre este, Geiger daría cuenta de su fundamente a partir de un artículo en 1913. Donde, básicamente explicaría los experimentos mediante los cuales se intentó verificar la ecuación presentada por Rutherford hace 2 años. El artículo se titulaba: "las leyes de la deflexión de las partículas Alfa mediante ángulos grandes". Es aquí donde se habla del famoso experimento de la lámina de oro.

Maqueta del modelo atómico de rutherford

S i estas buscando el modelo atómico de rutherford en maqueta. A Continuación hemos seleccionado algunas maquetas para que te hagas una mejor idea del modelo de rutherford.

También te puede interesar las Aportaciones de rutherford

Video sobre el atómico de rutherford y como hacerlo

Imágenes del modelo atómico de rutherford

Si todavía tienes dudas a cerca del modelo de rutherford mira estas imágenes.

Submit Rating

# data[].attributes.attachment_link.title
▷ Modelo Atómico de RUTHERFORD Definicion Caracteristicas y Maquetas

# data[].attributes.attachment_link.description
El modelo atómico de Rutherford llamado modelo planetario del átomo o átomo nuclear, fecha propuesta(1911) describe la estructura de los átomos. Ernest Rutherford en su modelo atómico describe al átomo como un núcleo pequeño, denso y con carga positiva en su nucleo, en el que se concentra casi toda la masa, alrededor de la cual los componentes ligeros y negativos , llamados electrones , circulan a cierta distancia, como planetas que giran alrededor del Sol.

# data[].attributes.attachment_link.title
EL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD - Ciencias Para Todo con Jaume Campos

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Al ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico inglés J.J.Thomson propuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que ocuparía la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva contínua en la que se encuentran incrustados los electrones, más o menos como las uvas pasas en un pudin.

En esta escena se puede observar cómo sería un átomo con este modelo:

Este modelo del " pudin de pasas " de Thomson era bastante razonable y fue aceptado durante varios años, ya que explicaba varios fenómenos, por ejemplo los rayos catódicos y los canales:

# data[].attributes.attachment_link.description
Al ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico inglés J.J.Thomson propuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que ocuparía la mayor parte del volumen atómico.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
El modelo atómico de Thomson fue creado por el celebrado físico inglés J. J. Thomson, quien descubrió el electrón. Por este descubrimiento y sus trabajos acerca de la conducción eléctrica en los gases, fue galardonado en 1906 con el Premio Nobel de Física.

A partir de sus trabajos con los rayos catódicos, se puso de manifiesto que el átomo no era una entidad indivisible, como había postulado Dalton en el modelo precedente, sino que contenía una estructura interna bien definida.

Thomson elaboró un modelo del átomo partiendo de los resultados de sus experimentos con rayos catódicos. En él afirmó que el átomo, eléctricamente neutro, estaba formado de cargas positivas y negativas de igual magnitud.

¿Cómo se llamó el modelo atómico de Thomson y porqué?

Según Thomson, la carga positiva estaba distribuida por todo el átomo y las cargas negativas estaban incrustadas en él como si fueran las pasas de un pudín. De esta comparación surgió el término "pudín de pasas", como se conoció informalmente al modelo.

Si bien en la actualidad la idea de Thomson luce bastante primitiva, para su momento representó un aporte novedoso. Durante la breve vigencia del modelo (desde 1904 hasta 1910), contó con el apoyo de muchos científicos, aunque otros tantos lo consideraron herejía.

Finalmente en 1910 surgió nueva evidencia acerca de la estructura atómica y el modelo de Thomson rápidamente quedó a un lado. Esto ocurrió tan pronto como Rutherford publicó los resultados de sus experimentos de dispersión, que pusieron de manifiesto la existencia del núcleo atómico.

Sin embargo, el modelo de Thomson fue el primero en postular la existencia de partículas subatómicas y sus resultados fueron el fruto de una fina y rigurosa experimentación. De esta manera estableció el precedente para todos los descubrimientos que siguieron.

Características y postulados del modelo de Thomson

Thomson llegó a su modelo atómico partiendo de varias observaciones. La primera fue que los rayos X recién descubiertos por Roentgen eran capaces de ionizar las moléculas de aire. Hasta entonces, la única forma de ionizar era separando químicamente iones en una solución.

Pero el físico inglés logró ionizar con éxito incluso gases monoatómicos como el helio, mediante los rayos X. Esto lo condujo a creer que la carga dentro del átomo podía ser separada, y que por lo tanto no era indivisible.También observó que los rayos catódicos podían ser desviados por los campos eléctricos y magnéticos.

Entonces Thomson ideó un modelo que explicaba correctamente el hecho de que el átomo es eléctricamente neutro y que los rayos catódicos están compuestos de partículas con carga negativa.

Sirviéndose de la evidencia experimental, Thomson caracterizó al átomo de la siguiente forma:

-El átomo es una esfera maciza eléctricamente neutra, con un radio aproximado de 10 m.

-La carga positiva está repartida de manera más o menos uniforme por la esfera.

-El átomo contiene "corpúsculos" cargados negativamente, que aseguran su neutralidad.

-Dichos corpúsculos son los mismos para toda la materia.

-Cuando el átomo está en equilibrio, hay corpúsculos dispuestos regularmente en anillos dentro de la esfera de carga positiva.

-La masa del átomo está repartida uniformemente.

Thomson llevó a cabo sus experimentos utilizando los rayos catódicos, descubiertos en 1859. Los rayos catódicos son haces de partículas cargadas negativamente. Para producirlos se emplean tubos de cristal al vacío, en los cuales se colocan dos electrodos, denominados y .

Seguidamente se hace pasar una corriente eléctrica que calienta al cátodo, que de esta forma emite una radiación invisible que se dirige directamente al electrodo opuesto.

Para detectar la radiación, que no es otra cosa que los rayos catódicos, se cubre la pared del tubo detrás del ánodo con un material fluorescente. Cuando la radiación llega hasta allí, la pared del tubo desprende una intensa luminosidad.

Si se interpone un objeto sólido en el camino de los rayos catódicos, este arroja una sombra sobre la pared del tubo. Esto indica que los rayos viajan en línea recta, y también que se los puede bloquear fácilmente.

La naturaleza de los rayos catódicos fue ampliamente discutida, pues su naturaleza era una incógnita. Algunos pensaban que eran ondas de tipo electromagnético, mientras que otros sostenían que eran partículas.

Partículas subatómicas del modelo atómico de Thomson

El modelo atómico de Thomson es, como dijimos, el primero en postular la existencia de partículas subatómicas. Los corpúsculos de Thomson no son otra cosa que los electrones, las partículas fundamentales del átomo cargadas negativamente.

Actualmente sabemos que las otras dos partículas fundamentales son el protón, cargado positivamente, y el neutrón sin carga.

Pero estas no fueron descubiertas en el momento en que Thomson elaboró su modelo. La carga positiva en el átomo estaba distribuida en él, no consideraba ninguna partícula portadora de dicha carga y por el momento no había evidencia alguna de su existencia.

Por este motivo su modelo tuvo una existencia fugaz, ya que en el transcurso de pocos años, los experimentos de dispersión de Rutherford abrieron el camino para el descubrimiento del protón. Y en cuanto al neutrón, el mismo Rutherford propuso su existencia algunos años antes de que finalmente fuera descubierto.

Sir William Crookes (1832-1919) diseñó el tubo que lleva su nombre hacia 1870, con la intención de estudiar cuidadosamente la naturaleza de los rayos catódicos. Agregó campos eléctricos y campos magnéticos, y observó que los rayos eran desviados por estos.

De esta forma, Crookes y otros investigadores, incluyendo a Thomson, encontraron que:

1. Se generaba una corriente eléctrica en el interior del tubo de rayos catódicos

2. Los rayos eran desviados por la presencia de campos magnéticos, de la misma forma en que lo eran las partículas cargadas negativamente.

3. Cualquier metal empleado para fabricar el cátodo servía igualmente bien para producir rayos catódicos, y el comportamiento de estos era independiente del material.

Estas observaciones avivaron la discusión en torno al origen de los rayos catódicos. Quienes sostenían que eran ondas, se basaban en que los rayos catódicos podían viajar en línea recta. Además, esta hipótesis explicaba muy bien la sombra que un objeto sólido interpuesto arrojaba en la pared del tubo y bajo ciertas circunstancias, se sabía que las ondas podían causar fluorescencia.

Pero en cambio no se entendía cómo era posible que los campos magnéticos desviaran los rayos catódicos. Esto solamente tenía explicación si se consideraba a dichos rayos como partículas, una hipótesis que Thomson compartía.

Partículas cargadas en campos eléctricos y magnéticos uniformes

Una partícula cargada con carga q, experimenta una fuerza Fe en medio de un campo eléctrico uniforme E, de magnitud:

Cuando una partícula cargada atraviesa perpendicularmente un campo eléctrico uniforme, como el que se produce entre dos placas con cargas opuestas, experimenta una desviación, y por consiguiente una aceleración:

Por otra parte, si la partícula cargada se mueve con velocidad de magnitud v, en medio de un campo magnético uniforme de magnitud B, la fuerza magnética F m que experimenta tiene la siguiente intensidad:

Siempre y cuando los vectores velocidad y campo magnético sean perpendiculares. Cuando una partícula cargada incide perpendicularmente en un campo magnético homogéneo, también experimenta una desviación y su movimiento es circular uniforme.

A su vez la aceleración centrípeta está relacionada con la rapidez de la partícula v y el radio R de la trayectoria circular:

Por lo tanto:

El radio de la trayectoria circular podría calcularse de la siguiente manera:

Más adelante se utilizarán estas ecuaciones para recrear la forma en que Thomson dedujo la relación carga-masa del electrón.

El experimento de Thomson

Thomson hizo pasar un haz de rayos catódicos, un haz de electrones, aunque él aún no lo sabía, a través de campos eléctricos uniformes. Estos campos se crean entre dos placas conductoras cargadas y separadas a una pequeña distancia.

También hizo pasar los rayos catódicos por un campo magnético uniforme, observando el efecto que esto tenía en el haz. Tanto en un campo como el otro, se producía una deflexión en los rayos, lo cual llevó a Thomson a pensar, acertadamente, que el haz estaba compuesto de partículas cargadas.

Para comprobarlo, Thomson llevó a cabo varias estrategias con los rayos catódicos:

1. Hizo variar los campos eléctricos y magnéticos hasta lograr que las fuerzas se cancelaran. De esta manera los rayos catódicos pasaban a través sin experimentar deflexión. Igualando las fuerzas eléctrica y magnética, Thomson logró determinar la velocidad de las partículas del haz.

2. Anuló la intensidad del campo eléctrico, de esta manera las partículas siguieron una trayectoria circular en medio del campo magnético.

3. Combinó los resultados de los pasos 1 y 2 para determinar la relación carga-masa de los "corpúsculos".

La relación carga-masa del electrón

Thomson determinó que la relación carga-masa de las partículas que constituían el haz de rayos catódicos tiene el siguiente valor :

Donde q representa la carga del "corpúsculo", que es en realidad el electrón y es la masa del mismo. Thomson siguió el procedimiento descrito en la sección anterior, el cual recreamos aquí paso a paso, con las ecuaciones que él utilizó.

Igualar la fuerza eléctrica y la fuerza magnética, haciendo pasar el haz por los campos eléctrico y magnético perpendiculares:

Determinar la velocidad adquirida por las partículas del haz cuando pasan directamente sin deflexión:

Anular el campo eléctrico, dejando solamente el campo magnético (ahora sí hay deflexión):

Con v = E/B resulta:

El radio de la órbita puede medirse, por lo tanto:

Lo siguiente que hizo Thomson fue medir el cociente q/m utilizando cátodos hechos de distintos materiales. Tal como se dijo anteriormente, todos los metales emitían rayos catódicos con idénticas características.

Después Thomson comparó sus valores con los del cociente q/m del ión hidrógeno, obtenido por electrólisis y cuyo valor es aproximadamente de 1 x 10 C/kg. El cociente carga-masa del electrón es aproximadamente 1750 veces mayor que el de ión de hidrógeno.

Por lo tanto los rayos catódicos tenían mucha mayor carga, o tal vez una masa muchísimo menor que la del ión hidrógeno. El ión hidrógeno es simplemente un protón, cuya existencia se conoció tiempo después de los experimentos de dispersión de Rutherford.

Hoy día se sabe que el protón es casi 1800 veces más masivo que el electrón y con carga de igual magnitud y signo contrario a la del electrón.

Otro detalle importante es que con los experimentos de Thomson no se determinó directamente la carga eléctrica del electrón, ni tampoco el valor de su masa por separado. Estos valores se determinaron mediante los experimentos de Millikan, que comenzaron en 1906.

Diferencias de modelos de Thomson y Dalton

La diferencia fundamental de estos dos modelos, es que Dalton pensaba que el átomo es una esfera. Al contrario de Thomson, no propuso la existencia de cargas positivas o negativas. Para Dalton un átomo era así:

Como hemos visto anteriormente, Thomson pensaba que el átomo sí era divisible, y cuya estructura está formada por una esfera positiva y electrones alrededor.

Fallos y limitaciones del modelo

En su momento, el modelo atómico de Thomson consiguió explicar muy bien el comportamiento químico de las sustancias. También explicó acertadamente los fenómenos que ocurrían en el tubo de rayos catódicos.

Pero de hecho Thomson ni siquiera llamó a sus partículas "electrones", aunque el término ya había sido acuñado previamente por George Johnstone Stoney. Thomson simplemente les denominaba "corpúsculos".

Aunque Thomson hizo uso de todo el conocimiento del que disponía para el momento, hay varias limitaciones importantes en su modelo, que fueron evidentes muy pronto:

- La carga positiva no está repartida por todo el átomo. Los experimentos de la dispersión de Rutherford mostraron que la carga positiva del átomo necesariamente está confinada a una pequeña región del mismo, que luego pasó a ser conocida como el núcleo atómico.

- Los electrones poseen una distribución específica dentro de cada átomo. Los electrones no están repartidos de manera uniforme, como las pasas del famoso budín, sino que tienen una disposición en orbitales que los modelos posteriores pusieron de manifiesto.

Es justamente la disposición de los electrones dentro del átomo la que permite organizar los elementos por sus características y propiedades en la tabla periódica. Esta era una limitación importante del modelo Thomson, que no podía explicar cómo era posible ordenar a los elementos de esta manera.

- El núcleo atómico es el que contiene la mayor parte de la masa. El modelo de Thomson postuló que la masa del átomo estaba repartida uniformemente en su interior. Pero hoy en día sabemos que la masa del átomo está prácticamente concentrada en los protones y neutrones del núcleo.

Es importante destacar también que este modelo del átomo no permitía inferir el tipo de movimiento que tenían los electrones dentro del átomo.

Modelo atómico de Schrödinger.

Modelo atómico de Broglie.

Modelo atómico de Chadwick.

Modelo atómico de Heisenberg.

Modelo atómico de Perrin.

Modelo atómico de Dalton.

Modelo atómico de Dirac Jordan.

Modelo atómico de Demócrito.

Modelo atómico de Leucipo.

Modelo atómico de Bohr.

Modelo atómico de Sommerfeld.

Modelo atómico actual.

1. Andriessen, M. 2001. HSC Course. Physics 2. Jacaranda HSC Science.

2. Arfken, G. 1984. University Physics. Academic Press.

3. Knight, R. 2017. Physics for Scientists and Engineering: a Strategy Approach. Pearson.

4. Rex, A. 2011. Fundamentos de Física. Pearson.

5. Wikipedia. Modelo atómico de Thomson. Recobrado de: es.wikipedia.org.

# data[].attributes.attachment_link.title
Modelo atómico de Thomson: características, postulados, partículas subatómicas

# data[].attributes.attachment_link.description
El modelo atómico de Thomson fue creado por el celebrado físico inglés J. J. Thomson, quien descubrió el electrón. Por este descubrimiento y sus trabajos acerca de la conducción eléctrica en los gases, fue galardonado en 1906 con el Premio Nobel de Física.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
- Número cuántico magnético (m)
- Número cuántico espín (s).
- Número cuántico principal (n)
Especifica el nivel energético del orbital, siendo el primer nivel el de menor energía, y se relaciona con la distancia promedio que hay del electrón al núcleo en un determinado orbital. A medida que n aumenta, la probabilidad de encontrar el electrón cerca del núcleo disminuye y la energía del orbital aumenta.

Puede tomar los valores enteros positivos: n= 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Por ejemplo si tengo un elemento químico que su último nivel es el 3s, su número cuántico principal sería el 3.

Si tengo un elemento químico en que su último nivel es el 1s, entonces su número cuántico principal sería 1.

También es conocido como el número cuántico del momento angular orbital o número cuántico azimutal y se simboliza como ℓ (L minúscula).

Describe la forma geométrica del orbital. Los valores de ldependen del número cuántico principal. Puede tomar los valores desde ℓ = 0 hasta ℓ =n-1. Por ejemplo:

En el caso de los átomos con más de un electrón, determina también el subnivel de energía en el que se encuentra un orbital, dentro de un cierto nivel energético. El valor de l se designa segun las letras:

Los orbitales que tienen el mismo valor de n, reciben el nombre de "nivel" y los orbitales que tienen igual n y ℓ, "subnivel".

Por ejemplo si tenemos un elemento químico en que su último orbital es el 2p: el número cuántico principal sería 2 y el número cuántico secundario ( ℓ) sería 1, ya que si nos fijamos en la tabla p=1.

Otro ejemplo: si tenemos un elemento químico en que su último nivel es el 3d, el n = 3 y el ℓ = 2 , ya que d=2
- Número Cuántico magnético (mℓ)
Indica la orientación del orbital en el espacio. Puede tomar valores entre:

Solo pueden tomar valores enteros que van desde -3 hasta +3, incluyendo el cero.

Así, Si ℓ=0, m= 0

- Si ℓ=2, existen 5 posibilidades -2, -1, 0, 1, 2. el subnivel d tiene 5 orbitales, que se designan por : dxy, dyz, dxz, dx ²- y ², dz 2.
En resumen:
Para el subnivel s : m = 0

Para el subnivel p : m = -1 , 0 , +1

Para el subnivel d : m = -2 , -1 , 0 , +1 , +2

Para el subnivel f : m = -3 , -2 , -1 , 0 , +1 , +2 ,+3

El electrón posee su propio número cuántico que da a conocer el sentido de rotación del electrón en torno a su eje cuando se mueve dentro de un orbital. El electrón solo tiene dos posibles sentidos de giro, por lo que se puede tomar valores +1/2 o -1/2 . Cada orbital puede albergar un máximo de dos electrones con espines diferentes.

Ejemplo resuelto 1: ¿Cuáles son los cuatro números cuánticos que identifican al último electrón ubicado en 3d ⁵?

1° Podemos observar que el número cuántico principal es 3
n = 3
2° Según la tabla podemos observar que:

por lo tanto su número cuántico secundario es 2, es decir:
ℓ=2
3° El subnivel d tiene 5 orbitales, es decir:

Ahora colocamos los electrones que nos dan:

5° Vemos que la flecha hacia arriba tiene un spin magnético igual a + 1/2, por lo tanto:
m s = + 1/ 2
Ejemplo resuelto 2: ¿Qué datos del electrón indican los siguientes números cuánticos?

Respuesta: Indican que el electrón está en el nivel 4, en el subnivel p, en la orientación x y con espín positivo (flecha hacia arriba).

- Los cuatro números cuánticos describen un electrón. El número principal describe el nivel; el número

secundario, el subnivel; el número magnético, la orientación del orbital; y el de espín, el sentido de giro del electrón.

- cuando el número cuántico secundario (también llamado azimutal) tiene valor 0, corresponde al subnivel s; si tiene el valor 1, corresponde al p; si tiene valor 2, corresponde a d; y si tiene valor 4, corresponde a f.

- Siempre que el número cuántico secundario tenga valor 0, el número cuántico magnético también tendrá el mismo valor.

# data[].attributes.attachment_link.title
Los cuatro números cuánticos y su significado

# data[].attributes.attachment_link.description
Número cuántico magnético (m) - Número cuántico espín (s). - Número cuántico principal (n) Especifica el nivel energético del orbital, siendo el primer nivel el de menor energía, y se relaciona con la distancia promedio que hay del electrón al núcleo en un determinado orbital.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
100 Preguntas, 100 Respuestas Volver

Compuestos y propiedades Para empezar

Se trata de una expresión alfanumérica que se utiliza para indicar la composición de una sustancia química y que se construye a partir de los símbolos de sus elementos constituyentes, afectados porsubíndices numéricos que informan del número de átomos de cada elemento que entra a formar parte de la sustancia en cuestión.

Cuando un elemento no lleva subíndice se entiende que solo hay un átomo de él en la sustancia. Así, por ejemplo, cuando se escribe que la fórmula H ₂ O para el agua significa que estamos ante un compuesto químico formado por dos átomos de hidrógeno (H) y uno de oxígeno (O). Otro ejemplo: la fórmula del ácido sulfúrico H SO ₂ significa que esa sustancia está formada por hidrógeno (H), azufre (S) y oxígeno (O) y que además por cada átomo de azufre hay cuatro de oxígeno y dos de hidrógeno. También existen fórmulas desarrolladas que detallan además de la composición la estructura de la sustancia. 4

Contenido relacionado

¿Qué es la química?

La química es la ciencia experimental que estudia la materia, sus propiedades y sus cambios de naturaleza. Y es [...]

¿Qué es un elemento químico?

Un elemento químico es una sustancia pura (o especie química definida) cuyas propiedades intrínsecas lo diferencian de otros [...]

Este sitio web utiliza cookies para mejorar tu experiencia. Continuando la navegación aceptas su uso. Más información Aceptar

Los ajustes de cookies de esta web están configurados para "permitir cookies" y así ofrecerte la mejor experiencia de navegación posible. Si sigues utilizando esta web sin cambiar tus ajustes de cookies o haces clic en "Aceptar" estarás dando tu consentimiento a esto.
Cerrar

# data[].attributes.attachment_link.title
¿Qué es una fórmula química? - Clickmica

# data[].attributes.attachment_link.description
100 Preguntas, 100 Respuestas Volver Compuestos y propiedades Para empezar Cuando un elemento no lleva subíndice se entiende que solo hay un átomo de él en la sustancia. Así, por ejemplo, cuando se escribe que la fórmula H 2 O para el agua significa que estamos ante un compuesto químico formado por dos átomos de hidrógeno (H) y uno de oxígeno (O).

# data[].attributes.attachment_link.description
Las fórmulas empíricas son las fórmulas químicas más sencillas, incluso a veces, es conocida como, fórmula mínima. En ellas los subíndices indican la proporción de los átomos de cada elemento de dicha molécula, estando éstos subíndices simplificados a números enteros, siempre lo más pequeños posibles, por ejemplo, en el caso del CH3, el subíndice nos indica que en la molécula se encuentran presentes tres hidrógenos y un carbono.

# data[].attributes.attachment_link.title
¿Qué es un enlace dativo? - yoestudio.cl

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Existe un tipo especial de enlace covalente en el cual, en lugar de aportar un electrón cada átomo del enlace, los dos electrones son aportados por el mismo átomo. Este tipo de enlace recibe el nombre de enlace covalente coordinado o enlace covalente dativo.

También se puede representar el enlace covalente coordinado con los diagramas o estructuras de Lewis, aunque es habitual hallarlo, adicionalmente, encerrado entre corchetes, dado que habitualmente se trata de iones poliatómicos.

Dos ejemplos de iones habituales que presentan enlace covalente coordinado son el ion hidronio o hidrogenión (H3O+, el que se forma cuando un ácido cede su protón, H+, en agua) y el catión amonio, NH4+ (que es el resultado de que el amoníaco se comporte como base captando un H+).

Evidentemente, si a un átomo de H, cuya configuración electrónica es 1s1, le quitamos el único electrón que tiene para dar el ion hidrógeno o protón, H+, no le quedan electrones con los que formar enlace covalente simple, por lo que la única opción que le queda es formar un enlace covalente coordinado en el cual los dos electrones sean aportados por otra especie. De este modo, esta otra especie debe, necesariamente, disponer de pares de electrones libres o no enlazantes.

Así, el ión oxonio, H3O+, resulta de la adición de un H+ a una molécula de agua, H2O. La estructura de Lewis del ion hidronio es:

Mientras que el ion amonio, NH4+, resulta de la adición de un H+ a una molécula de amoníaco, NH3. La estructura de Lewis del ion amonio es:

Tal vez también te interese:
Geometría e hibridación del ión oxonio, H3O+, y del ión amonio, NH4+
El enlace covalente, la regla del octeto y las estructuras de Lewis

Category: Enlace Químico and Teoría de Enlace Químico.

Tags: Enlace covalente and Estructuras de Lewis.

# data[].attributes.attachment_link.description
Existe un tipo especial de enlace covalente en el cual, en lugar de aportar un electrón cada átomo del enlace, los dos electrones son aportados por el mismo átomo. Este tipo de enlace recibe el nombre de enlace covalente coordinado o enlace covalente dativo.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
La fórmula empírica indica los átomos que participan en el compuesto así como su proporción. Por ejemplo, la glucosa tiene de fórmula empírica CH ₂O, que nos indica la presencia de carbono, oxígeno e hidrógeno en su estructura en proporción 1:2:1. Sin embargo, la fórmula real de la molécula de glucosa es C ₆H ₁₂O 6.

Fórmula molecular, es la fórmula real de la molécula, nos indica los tipos de átomos y el número de cada tipo que participan en la formación de la molécula. Por ejemplo, la fórmula molecular de la glucosa, C ₆H ₁₂O ₆, nos dice que cada molécula se compone de 6 átomo de C, 12 átomos de hidrógeno y 6 átomos de óxígeno.

Fórmula estructural, muestra la forma en que se unen los diferentes átomos para dar lugar a la molécula. Por ejemplo, el ácido acético tiene de fórmula molecular, C ₂H ₄O ₂, que no indica como se unen los 8 átomos que componen la molécula. La fórmula estructural nos muestra que uno de los carbonos se une mediante enlaces simples a tres hidrógenos y al segundo carbono. Por su parte, el segundo carbono forma un enlace doble con el primer oxígeno y un enlace simple con el segundo que a su vez une a un hidrógeno.

Por último, debemos considerar que las moléculas poseen una disposición espacial, son estructuras tridimensionales, y debemos utilizar modelos moleculares para respresentarlas de forma satisfactoria. Un modelo muy usado es el de bolas y barras que se muestra a continuación.

# data[].attributes.attachment_link.title
Fórmula empírica, molecular y estructural

# data[].attributes.attachment_link.description
La fórmula empírica indica los átomos que participan en el compuesto así como su proporción. Por ejemplo, la glucosa tiene de fórmula empírica CH 2O, que nos indica la presencia de carbono, oxígeno e hidrógeno en su estructura en proporción 1:2:1. Sin embargo, la fórmula real de la molécula de glucosa es C 6H 12O 6.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Si nos dan la fórmula química de un compuesto, debemos descomponer el número de átomos presentes de cada elemento químico si y solo si todos se puedan factorizar por un mismo número primo.

Observa el siguiente ejemplo:

¿Los átomos (subíndices) de los elementos presentes en esta fórmula química, son números que se pueden descomponer por el mismo factor primo?

Sí, por 2. El 6 tiene mitad que es 3; el 12 tiene mitad que es 6 y el 6 tiene mitad que es 3.

¿Los átomos de los elementos presentes en la fórmula química reducida se pueden dividir por el mismo factor primo?

Sí, por 3. El 3 tiene tercera que es 1; 6 tiene tercera que es 2 y 3 tiene tercera que es 1.

¿Los átomos de los elementos presentes en la fórmula química anterior se pueden dividir por el mismo factor primo?

No. El 1 se puede dividir por 1, el 2 se puede dividir por 2 y el 1 se puede dividir por 1 y como los átomos no se pueden dividir por el mismo factor primo, no podemos reducir más la fórmula química, por tal motivo:

¿CÓMO HALLAR LA FÓRMULA EMPÍRICA A PARTIR DE LA COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE UNA MUESTRA QUÍMICA?

Cuando nos dan la composición porcentual en masa (es decir, el porcentaje de la masa que corresponde a cada elemento presente en la muestra) debemos realizar una serie de procedimientos que te permitirán obtener la formula empírica de la muestra estudiada.

Observe y analice los siguientes ejercicios:

Se determina que una muestra de benzoato de metilo, un compuesto empleado en la elaboración de perfumes, contiene 70,57% de Carbono, 5,93% de Hidrógeno y 23,49% de Oxígeno. Obtenga la fórmula empírica de esta sustancia.

Es importante verificar que la sumatoria de los porcentajes sea igual o aproximadamente 100%

70,57% + 5,93% + 23,49% = 99.99%

Después de verificar que la sumatoria de los porcentajes es igual o aproximadamente 100%, procedemos a realizar los cálculos pertinentes para hallar la fórmula empírica:

1.- Se divide los porcentajes de cada elemento entre el peso atómico del mismo.

2.- De los resultados obtenidos tomamos el menor de ellos y este será el divisor de todos los resultados, incluso del mismo.

3.- Se toman estos números enteros obtenidos en el paso anterior, los cuales serán los átomos (subíndices) de dicho elemento.

75,69% + 8,80% + 15,51% = 100%

# data[].attributes.attachment_link.title
1.1 Fórmula Empírica - Fórmulas Químicas

# data[].attributes.attachment_link.description
Si nos dan la fórmula química de un compuesto, debemos descomponer el número de átomos presentes de cada elemento químico si y solo si todos se puedan factorizar por un mismo número primo. Observa el siguiente ejemplo: ¿Los átomos (subíndices) de los elementos presentes en esta fórmula química, son números que se pueden descomponer por el mismo factor primo?

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Rubén Darío Osorio Giraldo

Facultad de Ciencias Exactas y Naturales

Universidad de Antioquia

La fórmula química es la representación de los elementos que forman un compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula. También puede darnos información adicional como la manera en que se unen dichos átomos mediante enlaces químicos e incluso su distribución en el espacio. Para nombrarlas, se emplean las reglas de la nomenclatura o formulación química.

La formula química permite determinar la composición porcentual de cada elemento en una sustancia compuesta. Los porcentajes así obtenidos son una expresión de la ley de la composición definida.

Ejemplo 3.1. Composición porcentual

La fórmula química del sulfato de aluminio es Al ₂(SO ₄) ₃. Determinar la composición porcentual del sulfato de aluminio.

Existen varios tipos de fórmulas químicas:

La fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación mas sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima.

En compuestos covalentes, se obtiene simplificando los subíndices de la fórmula, si ello es posible, dividiéndolos por un factor común. Así, la fórmula empírica de la glucosa (C ₆H ₁₂O ₆) es CH ₂ O, lo cual indica que por cada átomo de C, hay dos átomos de H y un átomo de O. Los subíndices siempre son números enteros y si son iguales a 1, no se escriben.

En compuestos iónicos la fórmula empírica es la única que podemos conocer, e indica la proporción entre el número de iones de cada clase en la red iónica. En el hidruro de magnesio, hay dos iones hidruro por cada ión magnesio, luego su fórmula empírica es MgH ₂.

En compuestos no-estequiométricos, como ciertos minerales, los subíndices pueden ser números decimales. Así, el óxido de hierro (II) tiene una fórmula empírica que varía entre Fe 0,84O y Fe 0,95O,lo que indica la presencia de huecos, impurezas y defectos en la red.

La fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en un compuesto molecular, y el número de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes. Así la fórmula molecular de la glucosa es C ₆H1 ₂O ₆, lo cual indica que cada molécula está formada por 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos de O, unidos siempre de una determinada manera.

Fórmula estructural

Modelo de esqueleto, de armazón: no se dibujan los átomos de C e H.

Modelo de bolas y barras, o de bolas y varillas.

Modelo de bolas, compacto o espacial sólido.

Modelos poliédricos: los átomos se representan por tetraedros, octaedros, ... que se unen por sus vértices y permiten ciertos giros o torsiones.

La fórmula estructural es similar a las anteriores pero señalando la geometría espacial de la molécula mediante la indicación de distancias, ángulos o el empleo de perspectivas en diagramas bi o tridimensionales.

En un diagrama 2D, se aprecia la orientación de los enlaces usando símbolos especiales. Una línea continua representa un enlace en el plano; si el enlace está por detrás, se representa mediante una línea de puntos; si el enlace está por delante, se indica con un símbolo en forma de cuña triangular. A veces se emplean otro tipo de convenios o proyecciones para grupos de compuestos específicos (proyección de Newman, diagramas de Tollens, etc).

También hay diagramas 3D como la estructura o fórmula de esqueleto (o de líneas y ángulos).

A veces, se prefiere el uso de modelos moleculares en 3D, como:

Son numerosas las aplicaciones informáticas para crear estructuras (ChemDraw), y visualizarlas (Jmol). Permiten dibujar, rotar estas estructuras y observarlas desde distintos puntos de vista.

Determinación de fórmulas empíricas y moleculares

Ejemplo 3.2. A partir de la composición porcentual

El análisis de cierto compuesto, cuya masa molar es de 180 g/mol, revela que su composición porcentual, en peso, es 40% de C, 6,67% de H, y 53,33% de O. ¿Cuál es la fórmula empírica y molecular del compuesto la cantidad en gramos de cada elemento en la muestra, o sea, la masa relativa de cada elemento en la muestra dada.

Se toma una base de muestra de 100 g y se determina la cantidad de sustancia, en mol, de cada uno de los elementos. Se divide este último resultado por el valor más pequeño para obtener números enteros. Como las divisiones a veces no salen totalmente exactas dado que se ha operado previamente y se ha redondeado, se recomienda: (1) Trabajar con un mínimo de cuatro decimales; (2) Redondear este último número al entero más cercano si la diferencia es menor de una décima; (3) Podría darse el caso de que no salieran números enteros, si es así, se deberán multiplicar todos los números por un factor tal que dé como resultado números enteros sencillos.

La fórmula empírica del compuesto es: CH ₂ O (30.0 g/mol)

Teniendo en cuenta que el compuesto tiene una masa molar de 180 g/mol, se deduce fácilmente que la fórmula molecular corresponde a C ₆H ₁₂O ₆.

Ejemplo 3.3. A partir del análisis elemental

El olor característico de la piña se debe a un éster que contiene C, H y O. La combustión de 2.78 g de este compuesto conduce a la formación de 6.32 g de CO ₂ y 2.52 g de H ₂ O. ¿Cuál es su fórmula empírica? Las propiedades de este compuesto sugieren que su masa molecular está entre 100 y 120 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular?

(Nota: el oxígeno siempre se halla por diferencia. ¿por qué?)

La fórmula empírica es C ₃H ₆ O (58 g/mol)

Teniendo en cuenta que la masa molecular del compuesto se encuentra entre 100 y 120 g/mol, se deduce que la masa molecular del compuesto es C ₆H ₁₂O ₂.

Ejemplo 3.4. A partir de otros datos estequiométricos

Se calientan 1.256 g de un cloruro de platino y queda un residuo de 0.7275 g de Pt. Hallar la fórmula de este cloruro de platino.

m Cl = 1.256 g - 0.7275 g = 0.5285

La fórmula empírica es PtCl ₄.

Hidratos

Se denomina agua de cristalización al agua que se encuentra dentro de las redes de los cristales pero que no se halla unida de manera covalente a ninguna molécula o ion. Es un término arcaico que precede a la química inorgánica estructural moderna, y que proviene de una época en la las relaciones entre fórmula mínima y estructura eran poco comprendidas. Sin embargo, el término ha permanecido en el tiempo, y cuando se emplea de manera precisa puede resultar muy útil.

Cuando el agua de cristalización está asociada a una sal el resultado se denomina hidrato. La estructura de los hidratos puede ser muy elaborada, debido a la existencia de enlaces de hidrógeno que determina estructuras poliméricas. Durante mucho tiempo las estructuras de muchos hidratos permanecieron desconocidas, por lo cual se empleó un punto (·) en la fórmula de un hidrato para especificar la composición sin indicar la manera en que el agua está enlazada. Algunos ejemplos de estas fórmulas son los siguientes:

CuSO₄·5H₂O Sulfato de cobre (II) pentahidratado

CoCl2·6H₂O Cloruro de cobalto (II) hexahidratado

SnCl₂·2H₂O Cloruro de estaño (II) dihidratado

Cuando los hidratos se calientan desprenden sus aguas de cristalización quedando el compuesto anhidro. Es un proceso reversible, ya que el hidrato se forma nuevamente si se añade agua.

Ejemplo 3.5. Fórmula empírica de hidratos

Al calentar 9.476 g de bórax (Na ₂B ₄O ₇.xH ₂ O) se eliminan 4.475 g de agua. Hallar la el valor de x.

# data[].attributes.attachment_link.keywords[]
estequiometría: fórmula empírica y molecular

# data[].attributes.attachment_link.description
Rubén Darío Osorio Giraldo Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Universidad de Antioquia La fórmula química es la representación de los elementos que forman un compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula.

# data[].attributes.attachment_link.title
Nomenclatura inorgánica (tradicional, sistemática y Stock)

# data[].attributes.attachment_link.title
✅𝐍𝐨𝐦𝐞𝐧𝐜𝐥𝐚𝐭𝐮𝐫𝐚 𝐪𝐮í𝐦𝐢𝐜𝐚  Ó𝐗𝐈𝐃𝐎𝐒 | 𝕊𝕌ℙ𝔼ℝ 𝔽Áℂ𝕀𝕃 | Química inorgánica💯

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Publicado el

1. 1. Instituto Tecnológico de Cd. Altamirano Química "Portafolio de Evidencias" Semestre I Lic. Biología. Profa.: Erika Oropeza Bruno. Alum: Maryeli Aguirre Zamora.

2. 2. SISTEMATICA TRADICIONAL NOMENCLATURA STOCK

3. 3. NOMENCLATURA La moderna Nomenclatura química tiene su origen en el "Méthode de nomenclature chimique" publicado en 1787 por Louis-Bernard Guyton de Morveau (1737-1816), Antoine Lavoisier (1743-1794), Berthollet, Count Claude Louis (1748-1822) y Antoine François (1755-1809). Siguiendo propuestas anteriores formuladas por químicos como Bergmann y Macquer, los autores franceses adoptaron como criterio terminológico fundamental la composición química. Los elementos fueron designados con nombres simples (aunque sin ningún criterio común) y únicos, mientras que los nombres de los compuestos químicos fueron establecidos a partir de los nombres de sus elementos constituyentes más una serie de sufijos. Esta terminología se aplicó inicialmente tanto a sustancias del reino mineral como del vegetal y animal, aunque en estos últimos casos planteaba muchos problemas.La nomenclatura química (del latín nomenclatūra) es un conjunto de reglas o fórmulasque se utilizan para nombrar todos los elementos y los compuestos químicos.

4. 4. NOMENCLATURA SISTEMATICAPrefijos NúmeroMono 1 PREFIJO NUMERAL Di 2 Tri 3 Tetra 4 NO METALPenta 5 -URO CuO Hexa 6 Monóxido deHepta 7 DE Monocobre Octa 8 Nona 9 PREFIJO NUMERAL Deca 10 METAL

5. 5. NOMENCLATURA STOCKNO METAL -URO DE I2O = Oxido De I2O3= Oxido De yodo yodo (I) (III) METAL I2O5= Oxido De I2O7= Oxido De yodo yodo (V) (VII) KOH = Hidróxido Ca(OH)2= Hidróxido De Potasio (I) De Calcio (II) VALENCIA Al(OH)3= LiF = Fluoruro De (números romanos) Hidróxido De Litio (I) Aluminio (III) Mg(Br)2= Bromuro Cs3N = Nitruro De De Magnesio (II) Cesio (I)

6. 6. NOMENCLATURA TRADICIONALNO METAL -URO Ejemplos Ico Na+1 Sódico Al+3 Alumínico METAL Al mayor ico C+4 Carbonico C+2 Carbonoso -ICO/-OSO Al menor oso P+5 Fosfórico P+3 Fosforoso Al mayor ico S+6 Sulfúrico Se+6 Selenico Al intermedio oso S+4 Sulfuroso Se+4 Selenioso Al menor S+2Hiposulfuroso Se+2Hiposelenioso Hipo__oso Al mayorPer__ico Cl+7 Perclórico I+7 Periódico Al siguiente ico Cl+5 Clorito I+5 Iodico Al siguienteoso Cl+3 Cloroso I+3 Iodoso Al Cl+1 Hipocloroso I+1 Hipoiodoso menorHipo__oso

7. 7. Un óxido es un compuesto binario que contiene uno o varios átomosde oxígeno (el cual,normalmente, presenta un estado de oxidación -2)y otros elementos. Existe una gran variedad de óxidos,los cuales sepresentan en los 3 principales estados de agregación de la materia:sólido,líquido y gaseoso, a temperatura ambiente. Casi todos loselementos forman combinaciones estables con oxígeno y muchos envarios estados de oxidación. Debido a esta gran variedad laspropiedades son muy diversas y las características del enlace varíandesde el típico sólido iónico hasta los enlaces covalentes.Por ejemplo, son óxidos óxido nítrico (NO) o el dióxido de nitrógeno(NO2). Los óxidos son muy comunes y variados en la corteza terrestre.Los óxidos no metálicos también son llamados anhídridos porque soncompuestos que han perdido una molécula de agua dentro de susmoléculas.

8. 8. EJEMPLOSCOMPUESTO SISTEMATICA STOCK TRADICIONALFe2O3 Trioxido de Trioxido de hierro Oxido ferrico Dihierro (III)FeO Monoxido de Oxido de hierro (II) Oxido ferroso monohierroAu2O3 Trioxido de dioro Oxido de oro (II) Oxido oricoHg2O Monoxido de Oxido de mercurio Oxido mercuroso dimercurio (I)Ni2O3 Trioxido de diniquel Oxido de niquel (III) Oxido niquelico

9. 9. HIDROXIDOS

10. 10. Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por unmetal y uno o varios aniones hidroxilos, en lugar de oxígeno comosucede con los óxidos.El hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de unode sus átomos de hidrógeno por un metal, está presente en muchasbases. No debe confundirse con hidroxilo, el grupo OH formado por unátomo de oxígeno y otro de hidrógeno, característico de los alcoholes yfenoles.Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del grupodependiente con la base de un ion de radical adecuado con hidroxilo;éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se nombranutilizando la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, conindicación de su valencia, si tuviera más de una. Por ejemplo, elNi(OH)2 es el hidróxido de níquel (II) y el Ca(OH)2 es el hidróxido decalcio (véase Nomenclatura química).

11. 11. EJEMPLOSCOMPUESTO SISTEMATICO STOCK TRADICIONALKOH Monohidroxido de Hidroxido de potasio Hidroxido potasico monopotasio (I)NaOH Monohidroxido de Hidroxido de sodio Hidroxido sodico monosodio (I)Ca(OH)2 Dihidroxido de Hidroxido de calcio Hidroxido calcico monocalcio (II)Ba(OH)2 Dihidroxido de Hidroxido de bario Hidroxido barico monobario (II)Zn(OH)2 Dihidroxido de Hidroxido de zinc (II) Hidroxido zincico monozinc

12. 12. La sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con cargapositiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el productotípico de una reacción química entre una base y un ácido, la baseproporciona el catión y el ácido el anión.La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido yun hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denominaneutralización.Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial salcomún, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro de sodio.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. Songeneralmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las salestípicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad.Fundidos o disueltos en agua, conducen la electricidad.

13. 13. EJEMPLOSCOMPUESTO SISTEMATICA STOCK TRADICIONALNaF2 difluoruro de fluoruro de sodio fluoruro sódico sodio (II)FeCl2 dicloruro de cloruro de cloruro férrico hierro hierro(II)CoS monosulfuro de sulfuro de sulfuro cobaltoso cobalto cobalto(II)

14. 15. Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es consideradotradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando sedisuelve en agua, produce una solución con una actividad de catiónhidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto seaproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted yThomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente unácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otrocompuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes incluyen alácido acético (en el vinagre), y al ácido sulfúrico (usado en baterías deautomóvil). Los sistemas ácido/base se diferencian de las reaccionesredox en que, en estas últimas hay un cambio en el estado deoxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos ogases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir comosustancias puras o en solución.

15. 16. EJEMPLOSCOMPUESTO SISTEMATICA STOCK TRADICIONALHF Monofluoruro de Fluoruro de Acido fluorhidrico monohidrogeno hidrogeno (I)HCl Monocloruro de Cloruro de hidrogeno Acido clorhidrico monohdrogeno (I)HBr Monobromuro de Bromuro de Acido bromhidrico monohidrogeno hidrogeno (I)HI Monoyoduro de Yoduro de hidrogeno Acido yodhidrico monohidrogeno (I)H2S Monosulfuro de Sulfuro de hidrogeno Acido sulfhidrico dihidrogeno (I)

16. 17. HIDRUROS

17. 18. Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos deHidrógeno y de otro elemento, y hay tres tipos: HidrurosMetálicos, Ácidos Hidrácidos y los Hidruros Volátiles.Hidruros MetálicosProvienen de la combinación entre el Hidrógeno y un metal. Siel metal con el que se combina tiene una sola valencia senombran con las palabras Hidruro de, y el nombre del metal conel que se combina. En las demás nomenclaturas que igual queen los óxidos, lo único que en vez de óxido se pone hidruro.

18. 19. EJEMPLOSCOMPUESTO SISTEMATICA STOCK TRADICIONALCaH Dihidruro de Calcio Hidruro de Calcio (I) Hidruro de CalcicoAgH Monohidruro de Hidruro de pata (I) Hidruro platoso monoplataBrH Monohidruro de Hidruro de bromo Hidruro bromoso monobromo (I)

19. 20. REACCIONES QUIMICAS

20. 21. Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todoproceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadasreactantes), por efecto de un factor energético, se transforman,cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustanciasllamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos ocompuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación deóxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con elhierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en unallama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo dereacción inducida.A la representación simbólica de las reacciones se les llamaecuaciones químicas.Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivosdependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química

21. 22. TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS Síntesis Química: la combinación de dos o mas sustancias para formar un solo compuesto. A+ B  C (donde A y B pueden ser elementos o compuestos)Descomposición Química: la formación de dos o mas sustancias a partir de un solo compuesto. A B + C (donde B y C pueden ser elementos o compuestos) Desplazamiento Químico: un elemento reemplaza a otro similar y menos activo en un compuesto. AB + C  CB + A ó AB + C  AC + B (dónde C es un elemento más activo que un metal A o un no metal B)Doble Desplazamiento Químico: los reactantes intercambian átomos - el catión de uno se combina con el anión del otro y viceversa. AB + CD  AD + CB

22. 23. SIMBOLOGIA DE REACCIONES QUIMICAS

23. 24. CARACTERISTICAS DE LAS REACCIONES QUIMICASLa o las sustancias nuevas que se forman suelen presentar un aspectototalmente diferente del que tenían las sustancias de partida.Durante la reacción se desprende o se absorbe energía:-Reacción exotérmica: se desprende energía en el curso de la reacción.-Reacción endotérmica: se absorbe energía durante el curso de lareacción.Se cumple la ley de conservación de la masa: la suma de las masas delos reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto esasí porque durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen,sólo se reordenan en una disposición distinta.

24. 25. ECUACIONES QUIMICASUna ecuación química es una descripción simbólica de una reacciónquímica. Muestra las sustancias que reaccionan (llamadas reactivoso reactantes) y las sustancias que se obtienen (llamadas productos).También indican las cantidades relativas de las sustancias queintervienen en la reacción.Se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química ensus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en elprimero, los símbolos o fórmulas de los reactivos y en el segundo lossímbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembrosse utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha,indicando el sentido de la reacción.

25. 26. BALANCEO DE ECUACIONES Balanceo de ecuaciones por el método de TanteoEl método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos 5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices. Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación H2O + N2O5 NHO3Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno. H2O + N2O5 2 NHO3 Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)

26. 27. EJEMPLOS3C+FeO3 2Fe+3CO 3=C=3 2=Fe=2 3=O=32S02+202 2SO3 2=S=2 6=O=6

27. 28. TEORIA ACIDO-BASE Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería: H+ + OH- H2OTienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógenogaseoso, H2 (g).

28. 29. Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - LowryJohannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el títude doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sustrabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoríarevolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, quedesafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el dpares ácido-base conjugados.Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las solucionesacuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventesdistintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH ensus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-

29. 30. Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton LewisGilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría delenlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades deNebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 ydesde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. Apartir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad deCalifornia en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos unbreve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso elconcepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas delelectrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulasquímicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definicionespara ácidos y bases son:Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.

30. 31. BIBLIOGRAFIAhttp://www.google.com.mx/search?hl=es&cp=14&gs_id=1i&xhr=t&q=nomenclatura+quimica&bav=on.2,or.r_gc.r_pw.r_qf.&bpcl=35243188&biw=1366&bih=667&um=1&ie=UTF-8&tbm=isch&source=og&sa=N&tab=wi&ei=r_d1UMC6NYivqAHkzoGABg#um=1&hl=es&tbm=isch&sa=1&q=nomenclatura+quimica+de+oxidos&oq=nomenclatura+quimica+DE+O&gs_l=img.3.0.0i24l6.2450.3940.0.6584.5.5.0.0.0.0.269.1120.0j1j4.5.0...0.0...1c.1.zhDqBv8cZ_s&pbx=1&bav=on.2,or.r_gc.r_pw.r_qf.&fp=b7d5adbcbff4a4d2&bpcl=35243188&biw=1366&bih=667http://nomenclatura_quimica.espacioblog.com/post/2007/05/04/nomenclatura-clasica-o-tradicionalhttp://www.google.com.mx/imgres?q=oxidos&um=1&hl=es&biw=1366&bih=624&tbm=isch&tbnid=ivLH2_fciEAztM:&imgrefurl=http://daromi2810.blogspot.com/2010/09/oxidos-basicos.html&docid=br8py4RU3_sd2M&imgurl=http://3.bp.blogspot.com/_i6AS0nWRiM4/TJ_Y7WmIp4I/AAAAAAAAAC4/C2Yi2dlYRzY/s1600/oxidos-acidos.jpg&w=479&h=337&ei=RAZ2UJ_lKuKY2AXp0IHQBg&zoom=1&iact=hc&vpx=142&vpy=131&dur=3350&hovh=188&hovw=268&tx=135&ty=154&sig=102097163342694477638&page=1&tbnh=163&tbnw=232&start=0&ndsp=15&ved=1t:429,r:0,s:0,i:129http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xidohttp://es.wikipedia.org/wiki/Sal_(qu%C3%ADmica)http://www.fundacionypf.org.ar/publicaciones/Agua/contents/actividades/agua_fisica_quimica_ampliacion_por_que_el_agua_disuelve_las_sales.htmhttp://www.educared.org/global/anavegar3/premiados/ganadores/b/1046/hidruros.htmhttp://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

# data[].attributes.attachment_link.description
Publicado el 1. Instituto Tecnológico de Cd. Altamirano Química "Portafolio de Evidencias" Semestre I Lic. Biología. Profa.: Erika Oropeza Bruno. Alum: Maryeli Aguirre Zamora. 2. SISTEMATICA TRADICIONAL NOMENCLATURA STOCK 3. NOMENCLATURA La moderna Nomenclatura química tiene su origen en el "Méthode de nomenclature chimique" publicado en 1787 por Louis-Bernard Guyton de Morveau (1737-1816), Antoine Lavoisier (1743-1794), Berthollet, Count Claude Louis (1748-1822) y Antoine François (1755-1809).

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Te explicamos qué es la nomenclatura química y sus diferentes tipos. Además, las nomenclaturas en química orgánica e inorgánica.

¿Qué es la nomenclatura química?

En química se conoce como nomenclatura (o nomenclatura química) al conjunto de normas y fórmulas que determinan la manera de nombrar y representar a los diversos compuestos químicos conocidos por el ser humano, dependiendo de los elementos que los componen y de la proporción en cada elemento.

La importancia de la nomenclatura química radica en la posibilidad de nombrar, organizar y clasificar los diversos tipos de compuestos químicos, de manera tal que solamente con su término identificativo se pueda tener una idea de qué tipo de elementos los componen y, por lo tanto, qué tipo de reacciones pueden esperarse de estos compuestos.

Existen tres sistemas de nomenclatura química:

Sistema estequiométrico o sistemático (recomendado por la IUPAC). Nombra los compuestos en base al número de átomos de cada elemento que los forman. Por ejemplo: El compuesto Ni₂O₃ se llama trióxido de diníquel.

Sistema funcional, clásico o tradicional. Emplea diversos sufijos y prefijos (como -oso, -ico, hipo-, per-) según la valencia atómica de los elementos del compuesto. Este sistema de nomenclatura se encuentra mayormente en desuso. Por ejemplo: El compuesto Ni₂O₃ se llama óxido niquélico.

Sistema STOCK. En este sistema el nombre del compuesto incluye en números romanos (y a veces como subíndice) la valencia de los átomos presentes en la molécula del compuesto. Por ejemplo: El compuesto Ni₂O₃ se llama óxido de níquel (III).

Por otro lado, la nomenclatura química varía dependiendo de si se trata de compuestos orgánicos o inorgánicos.

Ver además: Número de Avogadro

Nomenclatura en química orgánica

Antes de hablar de la nomenclatura de los distintos tipos de compuestos orgánicos es necesario definir el término "localizador". El localizador es el número que se utiliza para indicar la posición de un átomo en una cadena o ciclo hidrocarbonado. Por ejemplo, en el caso del pentano (C ₅H ₁₂) y el ciclopentano (C ₅H ₁₀), se enumera cada átomo de carbono como se muestra en la siguiente figura:

Por otra parte, es conveniente mencionar la tetravalencia del carbono, lo que quiere decir que este elemento tiene 4 valencias, por tanto, puede formar solo 4 enlaces con una amplia combinación de ellos. Eso explica la razón por la cual en cada compuesto orgánico casi nunca veremos, ni pondremos un átomo de carbono con más de 4 enlaces.

En química orgánica existen principalmente dos sistemas de nomenclatura:

Nomenclatura sustitutiva. Se reemplaza un hidrógeno de la estructura hidrocarbonada por el correspondiente grupo funcional. Dependiendo de si el grupo funcional actúa como sustituyente o como función principal, se le nombrará como prefijo o sufijo del nombre del hidrocarburo. Por ejemplo:

Función principal. Se sustituye un hidrógeno del carbono 3 del pentano por el grupo -OH (-ol). Se nombra: 3-pentanol.

Sustituyente. Se sustituye un hidrógeno del carbono 1 del pentano por el grupo -Cl (cloro-), se nombra, 1-cloropentano. Si se sustituye un hidrógeno del carbono 2, se nombra, 2-cloropentano.

Aclaración: Los hidrógenos en las estructuras anteriores están implícitos para mayor simplicidad. Cada unión entre dos líneas significa que hay un átomo de carbono con sus hidrógenos correspondientes, siempre respetando la tetravalencia.

Nomenclatura de hidrocarburos

Los hidrocarburos son compuestos constituidos por átomos de carbono (C ) e hidrógeno (H). Se clasifican en:

Hidrocarburos alifáticos. Son compuestos no aromáticos. Si su estructura se cierra y forma un ciclo, se les llama compuestos alicíclicos. Por ejemplo:

Alcanos. Son compuestos de naturaleza acíclica (que no forman ciclos) y saturada (todos sus átomos de carbono están enlazados entre sí con enlaces covalentes simples). Responden a la fórmula general CnH2n+2, donde n representa el número de átomos de carbono. En todos los casos se emplea el sufijo -ano para nombrarlos. Pueden ser:

Cicloalcanos. Son compuestos alicíclicos que responden a la fórmula general CnH2n. Se nombran como los alcanos lineales pero añadiendo el prefijo ciclo- al nombre, por ejemplo, ciclobutano, ciclopropano, 3-isopropil-1-metil-ciclopentano. En estos casos, también se debe elegir la menor combinación posible de los números de los átomos que tienen sustituyentes. Por ejemplo:

Alquenos y alquinos. Son hidrocarburos insaturados, pues presentan un doble (alquenos) o triple (alquinos) enlace carbono-carbono. Responden, respectivamente, a las fórmulas generales CnH2n y CnH2n-2. Se nombran de manera similar a los alcanos, pero se les aplican diversas reglas en base a la ubicación de sus enlaces múltiples:

Hidrocarburos aromáticos. Son conocidos como arenos. Son compuestos cíclicos conjugados (que alternan un enlace simple y un enlace múltiple en su estructura). Tienen anillos de estructuras planas y muy estables debido a la conjugación. Muchos incluyen el benceno (C₆H₆) y sus derivados, aunque existen otras numerosas variedades de compuestos aromáticos. Se pueden clasificar en:

Monocíclicos. Se nombran a partir de derivaciones del nombre del benceno (o algún otro compuesto aromático), enumerando sus sustituyentes con prefijos numeradores (localizadores). Si el anillo aromático tiene varios sustituyentes se nombran en orden alfabético, siempre buscando la menor combinación posible de los localizadores. Si algún sustituyente involucra un anillo, este se pone en la posición uno en el anillo aromático, y se continúa nombrando según el orden alfabético del resto de los sustituyentes. Por otra parte, el radical del anillo benceno se llama fenilo (si actúa como sustituyente, -fenil). Por ejemplo:

Otra forma de definir la posición de los sustituyentes en los hidrocarburos aromáticos es utilizando la nomenclatura orto, meta y para. Esta consiste en ubicar la posición de otros sustituyentes en base a la posición de un sustituyente inicial, por ejemplo:

Policíclicos. En su mayoría se nombran mediante su nombre genérico, dado que son compuestos muy específicos. Pero también se puede usar para ellos el sufijo -eno o -enilo. Estos policiclos pueden formarse por varios anillos aromáticos condensados, o conectados por enlaces C-C. En estos compuestos los localizadores se suelen poner con números para la estructura principal (la que más ciclos tenga) y con números con "primas" para la estructura secundaria. Por ejemplo:

Alcoholes. Los alcoholes son compuestos orgánicos que contienen un grupo hidroxilo (-OH). Su estructura se forma sustituyendo un H por el grupo -OH en un hidrocarburo, por tanto, se definen por la fórmula general R-OH, donde R es una cadena hidrocarbonada cualquiera. Se nombran empleando el sufijo -ol en lugar de la terminación -o del correspondiente hidrocarburo. Si el grupo -OH actúa como sustituyente, entonces se nombra hidroxi-. Si un compuesto tiene varios grupos hidroxilos, se denomina polialcohol o poliol, y se nombra mediante prefijos numeradores.

Aldehídos y cetonas. Son compuestos orgánicos que poseen un grupo funcional carbonilo. Si el carbonilo se halla en un extremo de la cadena hidrocarbonada hablaremos de un aldehído, y estará a su vez unido a un hidrógeno y a un grupo alquilo o arilo. Hablaremos de cetonas cuando el carbonilo esté dentro de la cadena hidrocarbonada y unido mediante el átomo de carbono a grupos alquilo o arilo por ambos lados. Para nombrar a los aldehídos se emplea el sufijo -al al final del nombre del compuesto siguiendo las mismas reglas de numeración según la cantidad de átomos. También se pueden nombrar usando el nombre general del ácido carboxílico del que provienen, y cambiando el sufijo -ico por -aldehído. Por ejemplo:

Para nombrar a las cetonas se emplea el sufijo -ona al final del nombre del compuesto siguiendo las mismas reglas de numeración según la cantidad de átomos. También se pueden nombrar los dos radicales unidos al grupo carbonilo seguidos de la palabra cetona. Por ejemplo:

Amidas. No deben confundirse con las aminas. Son compuestos orgánicos que se producen al sustituir el grupo -OH de un ácido de referencia, por el grupo -NH₂. Se nombran sustituyendo la terminación -ico del ácido referente por -amida. Por ejemplo:

Anhídridos de ácido. Son compuestos orgánicos derivados de los ácidos carboxílicos. Pueden ser simétricos o asimétricos. Si son simétricos se nombran sustituyendo la palabra ácido por "anhídrido". Por ejemplo: anhídrido acético (del ácido acético). Si no lo son, se combinan ambos ácidos y se anteceden de la palabra "anhídrido". Por ejemplo:

Nomenclatura en química inorgánica

Son compuestos que se forman con oxígeno y algún otro elemento metálico o no metálico. Se nombran usando prefijos de acuerdo a la cantidad de átomos que tenga cada molécula de óxido. Por ejemplo: trióxido de digalio (Ga₂O₃), monóxido de carbono (CO). Cuando el elemento oxidado es metálico, se llaman óxidos básicos; cuando es no metálico, se llaman anhídridos u óxidos ácidos. Por lo general el oxígeno en los óxidos tiene estado de oxidación -2.

Peróxidos. Son compuestos formados por la combinación del grupo peroxo (-O-O-) O₂⁻² y otro elemento químico. Por lo general, el oxígeno tiene estado de oxidación -1 en el grupo peroxo. Se nombran igual que los óxidos pero con la palabra "peróxido". Por ejemplo: peróxido de calcio (CaO₂), peróxido de dihidrógeno (H₂O₂).

Superóxidos. También son conocidos como hiperóxidos. El oxígeno tiene estado de oxidación -½ en estos compuestos. Se nombran regularmente como los óxidos, pero empleando la palabra "hiperóxido" o "superóxido". Por ejemplo: superóxido o hiperóxido de potasio (KO₂).

Hidruros. Son compuestos formados por hidrógeno y otro elemento. Cuando el otro elemento es metálico, se denominan hidruros metálicos y cuando no es metálico se llaman hidruros no metálicos. Su nomenclatura depende de la naturaleza metálica o no metálica del otro elemento, aunque en algunos casos se usan los nombres comunes, como en el amoníaco (o trihidruro de nitrógeno).

Hidruros metálicos. Para nombrarlos se utiliza el prefijo numérico según la cantidad de átomos de hidrógeno seguido del término "hidruro". Por ejemplo: monohidruro de potasio (KH), tetrahidruro de plomo (PbH₄).

Hidruros no metálicos. Se añade la terminación -uro al elemento no metálico y después se añade la frase "de hidrógeno". Por lo general, se encuentran en estado gaseoso. Por ejemplo: fluoruro de hidrógeno (HF(g)), seleniuro de dihidrógeno (H₂Se(g)).

Oxácidos. Son compuestos que también se nombran oxoácidos u oxiácidos (y popularmente "ácidos"). Son ácidos que contienen oxígeno. Su nomenclatura exige usar el prefijo correspondiente al número de átomos de oxígeno, seguido de la palabra "oxo" unida al nombre del no metal terminado en "-ato". Al final se añade la frase "de hidrógeno". Por ejemplo: tetraoxosulfato de hidrógeno o ácido sulfúrico (H₂SO₄), dioxosulfato de hidrógeno o ácido hiposulfuroso (H₂SO₂).

Hidrácidos. Son compuestos formados por hidrógeno y un no metal. Al disolverlos en agua dan soluciones ácidas. Se nombran usando el prefijo "ácido" seguido del nombre del no metal, pero con la terminación "hídrico". Por ejemplo: ácido fluorhídrico (HF(ac)), ácido clorhídrico (HCl(ac)), ácido sulfhídrico (H₂S(ac)), ácido selehídrico (H₂Se(ac)) . Siempre que se represente la fórmula de un hidrácido, se debe aclarar que está en disolución acuosa (ac) (de lo contrario, se puede confundir con un hidruro no metálico).

Hidróxidos o bases. Son compuestos formados por la unión de un óxido básico y agua. Se reconocen por el grupo funcional -OH. Se nombran genéricamente como hidróxido, unido a los prefijos respectivos dependiendo de la cantidad de grupos hidroxilo presentes. Por ejemplo: dihidróxido de plomo o hidróxido de plomo (II) ( Pb(OH)₂ ), hidróxido de litio (LiOH).

Sales. Las sales son producto de la unión de sustancias ácidas y básicas. Se nombran de acuerdo a su clasificación: neutras, ácidas, básicas y mixtas.

Sales neutras. Se forman por la reacción entre un ácido y una base o hidróxido, liberando agua en el proceso. Pueden ser binarias y ternarias dependiendo de si el ácido es un hidrácido o un oxácido.

Si el ácido es un hidrácido, se llaman sales haloideas. Se nombran usando el sufijo -uro en el elemento no metálico, y el prefijo correspondiente a la cantidad de este elemento. Por ejemplo: cloruro de sodio (NaCl), tricloruro de hierro (FeCl₃).

Si el ácido es un oxácido, también se llaman oxisales o sales ternarias. Se nombran usando el prefijo numérico según la cantidad de grupos "oxo" (cantidad de oxígenos O²⁻), y el sufijo -ato en el no metal, seguido del estado de oxidación del no metal escrito en números romanos y entre paréntesis. También se pueden nombrar usando el nombre del anión seguido del nombre del metal. Por ejemplo: tetraoxosulfato (VI) de calcio (Ca²⁺, S⁶⁺, O²⁻ ) o sulfato de calcio (Ca²⁺, (SO₄)²⁻) (CaSO₄), tetraoxofosfato (V) de sodio (Na¹⁺, P⁵⁺, O²⁻) o fosfato de sodio (Na¹⁺, (PO₄)³⁻) (Na₃PO₄).

Sales ácidas. Se forman por reemplazo del hidrógeno en un ácido por átomos metálicos. Su nomenclatura es igual a la de las sales neutras ternarias, pero añadiendo la palabra "hidrógeno". Por ejemplo: hidrogenosulfato (VI) de sodio (NaHSO₄), se cambia un hidrógeno del ácido sulfúrico (H₂SO₄) por un átomo de sodio, hidrogenocarbonato de potasio (KHCO₃), se cambia un hidrógeno del ácido carbónico (H₂CO₃) por un átomo de potasio.

Sales básicas. Se forman reemplazando los grupos hidroxilos de una base por los aniones de un ácido. Su nomenclatura depende de o un oxácido.

Si el ácido es un hidrácido, se emplea el nombre del no metal con el sufijo -uro y se le antepone el prefijo numeral de la cantidad de grupos -OH, seguido del término "hidroxi". Al final se pone el estado de oxidación del metal si es necesario. Por ejemplo: FeCl(OH)₂ sería dihidroxicloruro de hierro (III).

Si el ácido es un oxácido, se usa el término "hidroxi" con su prefijo numeral correspondiente. Después se añade el sufijo correspondiente a la cantidad de grupos "oxo" y se pone la terminación -ato al no metal, seguido de su estado de oxidación escrito en números romanos y entre paréntesis. Por último, se pone el nombre del metal seguido de su estado de oxidación escrito en números romanos y entre paréntesis. Por ejemplo: Ni₂(OH)₄SO₃ sería tetrahidroxitrioxosulfato (IV) de níquel (III).

Sales mixtas. Son producidas al sustituir los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos de distintos hidróxidos. Su nomenclatura es idéntica a la de las sales ácidas, pero incluyendo ambos elementos. Por ejemplo: tetraoxosulfato de sodio y potasio (NaKSO₄).

Nomenclatura IUPAC

La IUPAC (siglas de International Union of Pure and Applied Chemistry, o sea, Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) es la organización internacional dedicada a establecer las reglas universales de la nomenclatura química.

Su sistema, propuesto como un sistema simple y unificador, se conoce como nomenclatura IUPAC y difiere de la nomenclatura tradicional en que es más específico a la hora de nombrar los compuestos, pues no solo los nombra sino que también aclara la cantidad de cada elemento químico en el compuesto.

Sigue con: Fórmula química

Referencias

"Nomenclatura química" en Wikipedia.

"Nomenclatura y fórmulas químicas" (video) en com.

"Nomenclatura química" en Profesor en Línea.

"Nomenclatura orgánica: alcanos, alquenos y alquinos" (video) en Quimiayudas.

# data[].attributes.attachment_link.title
Nomenclatura Química - Concepto, tipos y características

# data[].attributes.attachment_link.description
Nomenclatura Química ✓ Te explicamos qué es la nomenclatura química, cuáles son las nomenclaturas en química orgánica e inorgánica y la nomenclatura tradicional...

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
La Configuración Electrónica de los elementos es la disposición de todos los electrones de un elemento en los niveles y subniveles energéticos (orbitales). El llenado de estos orbitales se produce en orden creciente de energía, es decir, desde los orbitales de menor energía hacia los de mayor energía.

Recordemos que los orbitales son las regiones alrededor del núcleo de un átomo donde hay mayor probabilidad de encontrar los electrones.

La Configuración Electrónica de los elementos es la disposición de todos los electrones de un elemento en los niveles y subniveles energéticos (orbitales). El llenado de estos orbitales se produce en orden creciente de energía, es decir, desde los orbitales de menor energía hacia los de mayor energía.

Recordemos que los orbitales son las regiones alrededor del núcleo de un átomo donde hay mayor probabilidad de encontrar los electrones.

¿Cómo se escribe la Configuración Electrónica?

La Configuración Electrónica se escribe ubicando la totalidad de los electrones de un átomo o ion en sus orbitales o subniveles de energía.

Recordemos que existen 7 niveles de energía: 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7. Y cada uno de ellos tiene, a su vez, hasta 4 subniveles de energía denominados s, p, d y f.

Así, el nivel 1 contiene solamente al subnivel s; el nivel 2 contiene subniveles s y p; el nivel 3 contiene subniveles s, p y d; y los niveles 4 a 7 contienen subniveles s, p, d y f.

¿Cuál es la cantidad máxima de electrones que puede alojar cada subnivel?

El subnivel s aloja un máximo de 2 electrones.

El subnivel p aloja un máximo de 6 electrones.

El s ubnivel d aloja un máximo de 10 electrones.

El subnivel f aloja un máximo de 14 electrones.

¿Cuál es la cantidad máxima de electrones que puede alojar cada subnivel?

El subnivel s aloja un máximo de 2 electrones.

El subnivel p aloja un máximo de 6 electrones.

El s ubnivel d aloja un máximo de 10 electrones.

El subnivel f aloja un máximo de 14 electrones.

¿Cómo se utiliza el Diagrama de Moeller o Regla de las Diagonales?

El diagrama de Moeller o Regla de las diagonales se utiliza para recordar el orden de llenado de los orbitales atómicos. Es, simplemente, una regla mnemotécnica.

Es la siguiente:

La forma de construir este diagrama es escribir los niveles de energía atómicos (del 1 al 7) y los correspondientes subniveles a su lado. Luego se trazan líneas diagonales desde arriba hacia abajo.

No debes recordarlo de memoria, ahora ya sabes construirlo, de modo que el día del examen, lo puedes escribir y luego utilizar para resolver los ejercicios.
¿Conoces nuestras clases particulares online? Entérate cómo cientos de estudiantes están cambiando su manera de aprender.
¿Cómo se utiliza el Diagrama de Moeller o Regla de las Diagonales?

Para utilizar la regla de las diagonales simplemente debes seguir las líneas diagonales del diagrama desde arriba hacia abajo. Eso marcará el orden de llenado de los subniveles de energía. La cantidad de electrones se escribe como superíndice. Una vez que un subnivel de energía está "completo" de electrones se pasa al subnivel siguiente

Ejemplos de Configuración Electrónica

Escribir la Configuración Electrónica del Manganeso (Mn):
PASO 1: Lo primero que debemos conocer es el Número Atómico (Z) del elemento en cuestión, en este caso, el Manganeso el cual nos indica la cantidad de protones.

Al tratarse de un átomo neutro, la cantidad de protones será igual a la cantidad de electrones.

PASO 2: El siguiente paso será ubicar la totalidad de los electrones en los orbitales correspondientes utilizando la Regla de las Diagonales.

Veamos: El Manganeso (Mn) tiene un número atómico Z=25, es decir, que tiene 25 protones y 25 electrones.

Siguiendo la Regla de las Diagonales escribimos la configuración electrónica (CE) del Mn de la siguiente manera:

Escribir la Configuración Electrónica del Carbono (C)

El átomo de Carbono tiene un número atómico (Z) de 6. Es decir, tiene 6 protones en su núcleo. Al tratarse de un átomo neutro tiene también 6 electrones alrededor del núcleo, distribuidos en distintos niveles y subniveles de energía. Utilizando la regla de las diagonales o Diagrama de Moeller escribimos la Configuración Electrónica (CE) del Carbono:

Configuración Electrónica del Hidrógeno (H)

El átomo de Hidrógeno tiene un número atómico (Z) de 1.

Es decir, tiene 1 protón en su núcleo. Al tratarse de un átomo neutro tiene también 1 electrón alrededor del núcleo.

Utilizando la regla de las diagonales o Diagrama de Moeller escribimos la Configuración Electrónica (CE) del Hidrógeno:

Y ahora ... Comprueba si has entendido el tema!!!

Ejercicios Resueltos de Configuración electrónica
Escribe la Configuración Electrónica (CE) de los siguientes átomos o iones:
a) Átomo de sodio

b) Ion monopositivo de Sodio

c) Átomo de Flúor

d) Ion mononegativo de Flúor
Respuestas:
Siguiendo el diagrama de Moeller escribimos la a) Átomo de sodio (Na). Configuración Electrónica del Sodio, ubicando los 11 electrones en los orbitales: Z=11, entonces tiene 11 protones y 11 electrones, ya que es NEUTRO.

Configuración Electrónica del Sodio:

b) Ion monopositivo de Sodio ¿Qué quiere decir que sea un Ion monopositivo de sodio?

Quiere decir que es un átomo cargado positivamente. Y al ser MONOpositivo sabemos que tiene UNA carga positiva, es decir: Na+.

Es un ion (átomo cargado). Más específicamente un CATIÓN: átomo cargado positivamente. Para llegar a tener esta carga, el átomo de Na (que tenía 11 protones y 11 electrones) perdió un electrón (carga negativa), por lo que se ha quedado con 11 protones (cargas positivas) y 10 electrones (cargas negativas). Osea que tiene una carga positiva más que las negativas, por esa razón es un ion monopositivo, y se escribe: Na+

Entonces debemos escribir la configuración electrónica de este ION MONOPOSITIVO DE SODIO, ubicando sus 10 electrones en los orbitales.

Para esto utilizamos el diagrama de Moeller o regla de las diagonales:

Configuración Electrónica del ion monopositivo de Sodio:

c) Átomo de Flúor (F) F Z=9, entonces tiene 9 protones y 9 electrones ya que es un átomo NEUTRO.

Siguiendo el diagrama de Moeller escribimos la Configuración Electrónica del Flúor, ubicando los 9 electrones en los orbitales:

Configuración Electrónica del Flúor:

d) Ion mononegativo de Flúor ¿Qué quiere decir que sea un Ion mononegativo de Flúor?

Quiere decir que es un átomo cargado negativamente. Y al ser MONOnegativo sabemos que tiene UNA carga negativa, es decir: F-. Es un ion (átomo cargado). Más específicamente un ANIÓN: átomo cargado negativamente. Para llegar a tener esta carga, el átomo de F (que tenía 9 protones y 9 electrones) ganó un electrón (carga negativa), por lo que se ha quedado con 9 proton es (cargas positivas) y 10 electrones (cargas negativas).

Osea que tiene una carga negativa más que las positivas, por esa razón es un ion mononegativo, y se escribe: F-

Entonces debemos escribir la configuración electrónica de este ION MONONEGATIVO DE FLÚOR, ubicando sus 10 electrones en los orbitales. Para esto utilizamos el diagrama de Moeller o regla de las diagonales:

Configuración Electrónica del ion mononegativo de Flúor:

Observemos que la Configuración electrónica del Na+ y del F- son iguales. Esto se debe a que son iones isoelectrónicos.

Ejercicios Resueltos de Configuración electrónica
Escribe la Configuración Electrónica (CE) de los siguientes átomos o iones:
a) Átomo de sodio

b) Ion monopositivo de Sodio

c) Átomo de Flúor

d) Ion mononegativo de Flúor
Respuestas:
Siguiendo el diagrama de Moeller escribimos la a) Átomo de sodio (Na). Configuración Electrónica del Sodio, ubicando los 11 electrones en los orbitales: Z=11, entonces tiene 11 protones y 11 electrones, ya que es NEUTRO.

Configuración Electrónica del Sodio:

b) Ion monopositivo de Sodio ¿Qué quiere decir que sea un Ion monopositivo de sodio?

Quiere decir que es un átomo cargado positivamente. Y al ser MONOpositivo sabemos que tiene UNA carga positiva, es decir: Na+.

Es un ion (átomo cargado). Más específicamente un CATIÓN: átomo cargado positivamente. Para llegar a tener esta carga, el átomo de Na (que tenía 11 protones y 11 electrones) perdió un electrón (carga negativa), por lo que se ha quedado con 11 protones (cargas positivas) y 10 electrones (cargas negativas). Osea que tiene una carga positiva más que las negativas, por esa razón es un ion monopositivo, y se escribe: Na+

Entonces debemos escribir la configuración electrónica de este ION MONOPOSITIVO DE SODIO, ubicando sus 10 electrones en los orbitales.

Para esto utilizamos el diagrama de Moeller o regla de las diagonales:

Configuración Electrónica del ion monopositivo de Sodio:

c) Átomo de Flúor (F) F Z=9, entonces tiene 9 protones y 9 electrones ya que es un átomo NEUTRO.

Siguiendo el diagrama de Moeller escribimos la Configuración Electrónica del Flúor, ubicando los 9 electrones en los orbitales:

Configuración Electrónica del Flúor:

d) Ion mononegativo de Flúor ¿Qué quiere decir que sea un Ion mononegativo de Flúor?

Quiere decir que es un átomo cargado negativamente. Y al ser MONOnegativo sabemos que tiene UNA carga negativa, es decir: F-. Es un ion (átomo cargado). Más específicamente un ANIÓN: átomo cargado negativamente. Para llegar a tener esta carga, el átomo de F (que tenía 9 protones y 9 electrones) ganó un electrón (carga negativa), por lo que se ha quedado con 9 proton es (cargas positivas) y 10 electrones (cargas negativas).

Osea que tiene una carga negativa más que las positivas, por esa razón es un ion mononegativo, y se escribe: F-

Entonces debemos escribir la configuración electrónica de este ION MONONEGATIVO DE FLÚOR, ubicando sus 10 electrones en los orbitales. Para esto utilizamos el diagrama de Moeller o regla de las diagonales:

Configuración Electrónica del ion mononegativo de Flúor:

Observemos que la Configuración electrónica del Na+ y del F- son iguales. Esto se debe a que son iones isoelectrónicos.

¿Qué son los iones isoelectrónicos?

Los iones isoelectrónicos son iones (átomos con carga positiva o negativa) de distintos elementos químicos que tienen igual número de electrones. Pero, al tratarse de distintos elementos químicos, tienen distinto número atómico, es decir, distinto número de protones.

Autora de este artículo: María Cecilia
Es Bioquímica, da clases particulares de Química, Biología, Biofísica, Bioquímica, Fisiología, Física desde hace mas de 10 años. Nivel universitario y secundario. Puedes elegir tomar clases particulares online con ella, ya que forma parte de nuestro equipo de profesores.

La clases son de 60 minutos con garantía de satisfacción

Autora de este artículo: María Cecilia
Es Bioquímica, da clases particulares de Química, Biología, Biofísica, Bioquímica, Fisiología, Física desde hace mas de 10 años. Nivel universitario y secundario. Puedes elegir tomar clases particulares online con ella, ya que forma parte de nuestro equipo de profesores.

La clases son de 60 minutos con garantía de satisfacción

¿Aún tienes dudas con éste u otros temas de química?

¡Puedes tomar clases particulares online mediante videollamada con un profesor y sacarte todas las dudas!

# data[].attributes.attachment_link.title
Configuración Electrónica de los elementos. Fácil de entender. (2019)

# data[].attributes.attachment_link.description
La Configuración Electrónica de los elementos es la disposición de todos los electrones de un elemento en los niveles y subniveles energéticos (orbitales). El llenado de estos orbitales se produce en orden creciente de energía, es decir, desde los orbitales de menor energía hacia los de mayor energía.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Configuración electrónica o configuración periódica

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica . En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.

Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

Para comprender (visualizar o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.

Los Números Cuánticos

En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico . Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.

La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital.

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr . Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico principal (n) , poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l) . Entonces, los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal "n".

Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel principal está dada por la fórmula n - 1 (el valor del número cuántico principal menos uno).

Este número cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, y toma valores desde 0 hasta (n - 1), recordando que n es el valor del número cuántico principal. Así, para cada nivel n, el número cuántico secundario (l) será:

l = 0, 1, 2, 3,..., n-1.

Ejemplo:

Si n = 1 (n - 1 = 0), entonces l = 0 (en el nivel de energía 1 no hay subniveles de energía, y para efectos de comprensión se considera este nivel 1 como subnivel 0)

Si n = 2 (n -1 = 1), entonces l = 0, 1. El nivel de energía 2 posee dos subniveles, identificados como 0 y 1

Si n = 3 (n - 1 = 2), entonces l = 0, 1, 2. El nivel de energía 3 posee tres subniveles, identificados como 0, 1 y 2

Si n = 4 (n - 1 = 3), entonces l = 0, 1, 2, 3. El nivel de energía 4 posee cuatro subniveles, identificados como 0, 1, 2 y 3

Si n = 5 (n - 1 = 4), entonces l = 0, 1, 2, 3, 4. El nivel de energía 5 posee cinco subniveles, identificados como 0, 1, 2, 3 y 4

También para efectos de comprensión, la comunidad científica ha aceptado que los números que representan los subniveles (0, 1, 2, y 3) sean reemplazados por las letras s, p, d y f, respectivamente, para representar los distintos tipos de orbitales.

Estas letras se optiene de la inicial de las palabras sharp (s), principal (p), difuso (d) y fundamental (f) .

Cada subnivel, a su vez, posee distinta cantidad de orbitales, lo cual veremos más adelante.

Ahora, con respecto a la forma del orbital de estos subniveles, el número cuántico secundario (o azimutal) determina la excentricidad de la órbita : cuanto mayor sea este número, más excéntrica será la órbita; es decir, será más aplanada la elipse que recorre el electrón.

Así, en el nivel 1 (o capa K) el valor del nivel (identificado como subnivel 0) es cero (no hay excentricidad) y su órbita es circular .

Cada vez que aumenta el valor del número cuántico secundario (o azimutal) aumenta la excentricidad de la órbita, como se demuestra en el siguiente gráfico:

Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde - l hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado.

Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo el número cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o - ½..

Para entender el concepto de configuración electrónica es necesario asumir o aplicar dos principios importantes:

* Principio de Incertidumbre de Heisenberg : "Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón" .

* Principio de Exclusión de Pauli : "Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones".

Tipos de configuración electrónica

Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:

Configuración estándar

Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando el cuadro de las diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la derecha).

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.

Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:

Más adelante explicaremos cómo se llega este enjambre de números y letras que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente.

Configuración condensada

Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A, Tabla Periódica de los elementos ), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.

Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

Configuración desarrollada

Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.

Configuración semidesarrollada

Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía.

Niveles de energía o capas

Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón ( Principio de Incertidumbre de Heisenberg ).

Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas.

Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que:

1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).

Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K. Así: K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7.

2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles , que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f .

Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía.

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s , 3 orbitales p , 5 orbitales d y 7 del tipo f . De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7)..

La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:

Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales . Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.

Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos.

La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales :

Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

Regla de las diagonales

Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento.

En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s ; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente:

Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles).

Ver: PSU: Química,

Pregunta 03_2005

En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan el Número atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles .

El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento.

La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de las diagonales ).

Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuantos electrones tengo en cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo?

Ya vimo que la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo.

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z).

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1).
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan más arriba.

En el ejemplo del sodio sería: 1s 2 , como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s 2 , como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p 6 , siguiendo la diagonal tengo 3s 2 .

Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s 1 .

Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital);
Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada uno de sus 3 orbitales);
tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital).

;
En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1

Otros ejemplos:

El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que en cada orbital del subnivel caben solo dos electrones).

El Número máximo de electrones por nivel es 2(n) 2 (donde n es la cantidad de subniveles que tiene cada nivel).

Hagamos un ejercicio:

Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones.

Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc.

En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones.

En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones.

En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones.

En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones.

Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata, la cual debe quedar así::

1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 9

donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.

Recomendamos ver un video clarificador y explicativo en:
http://www.youtube.com/watch?v=hbn08dHJfGc

En él se aclara o explica cómo determinar la configuración electrónica de un átomo o de un ión:

1.- Conocer su número atómico (sacado de la tabla periódica).

2.- La carga (del átomo o del ión) está dada por número de protones menos (-) número de electrones.

3.- El número de protones es igual al número atómico del elemento (átomo o ión).

4.- En cada átomo hay (en estado eléctrico neutro) igual número de protones que de electrones.

Por ejemplo, el ión Mg +2 (magnesio más dos), averiguamos o sabemos que su número atómico (Z) es 12, significa que tiene 12 protones y debería tener 12 electrones, pero como el ión de nuestro ejemplo (Mg +2 ) tiene carga +2 (porque perdió o cedió 2 electrones), hacemos

12 (protones) - X = 2

Por lo tanto X (número de electrones del ión Mg +2 ) es igual a 10,

El ión Mg +2 tiene 10 electrones.

¿Cómo se determina su configuración electrónica o lo que es lo mismo cómo se distribuyen esos electrones en los orbitales del átomo?

Empezamos por el nivel inferior (el más cercano al núcleo): 1, que sólo tiene un orbital s, y sabemos que cada orbital tiene como máximo 2 electrones (1s 2 ).

Pasamos al segundo nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s (uno) y orbitales p (tres) (2s y 2p 2p 2p).

En 2s hay sólo 2 electrones: 2s 2 y en cada 2p hay dos electrones: 1s 2 2s 2 2p 6 (este 2p 6 es los mismo que 2p 2 + 2p 2 + 2p 2 = 2p 6 )

Otro ejemplo:

Configuración electrónica del fósforo (P)

Nº atómico Z = 15

15 protones y 15 electrones

Relación de la Configuración electrónica con la Tabla Periódica

De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento podemos predecir exactamente el número atómico , el grupo y el período en que se encuentra el elemento en la tabla periódica.

Por ejemplo, si la configuración electrónica de un elemento es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 , podemos hacer el siguiente análisis:

Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número de protones; es decir, corresponde a su número atómico , que en este caso es 17. El período en que se ubica el elemento está dado por el máximo nivel energético de la configuración, en este caso corresponde al período 3, y el grupo está dado por la suma de los electrones en los subniveles s y p del último nivel; es decir, corresponde al grupo 7.

Ver: PSU: Química;

Pregunta 03_2005(Química 2)

Fuentes Internet:

http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/CONFIGURACION_ELECTRONICA.html

http://eluniversodelaquimica.blogspot.com/

http://iiquimica.blogspot.com/2006/03/configuracin-electrnica.html

http://personal2.iddeo.es/romeroa/latabla/configuracion.htm

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/celectron.htm

# data[].attributes.attachment_link.description
Configuración electrónica o configuración periódica Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo. Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

# data[].attributes.attachment_link.title
Configuración electrónica | Números cuánticos

# data[].attributes.attachment_link.description
Configuración electrónica y números cuánticos como hacerla correctamente paso a paso de una forma clara y simple con tres ejemplos. Mas videos de química en el canal de profesor particular puebla.

# data[].attributes.attachment_link.title
Configuración electrónica (Explicación y ejercicios) | Parte 1

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
La configuración electrónica de un átomo es el modo en que están distribuidos los electrones alrededor del núcleo de ese átomo. Es decir, cómo se reparten esos electrones entre los distintos niveles y orbitales.

La configuración electrónica de un átomo se obtiene siguiendo unas reglas:
1.- En cada orbital sólo puede haber 2 electrones.
2.- Los electrones se van colocando en la corteza ocupando el orbital de menor energía que esté disponible.
3.- Cuando hay varios orbitales con la misma energía (3 orbitales p, por ej.) pueden entrar en ellos hasta 3·2 = 6 electrones.

Para recordar el orden de llenado de los orbitales se aplica el diagrama de Möeller que puedes ver en la escena de la derecha. Debes seguir el orden de las flechas para ir añadiendo electrones. (No todos los elementos cumplen esta regla. Podrás ver las excepciones en la escena de la siguiente página).

# data[].attributes.attachment_link.description
La configuración electrónica de un átomo es el modo en que están distribuidos los electrones alrededor del núcleo de ese átomo. Es decir, cómo se reparten esos electrones entre los distintos niveles y orbitales. La configuración electrónica de un átomo se obtiene siguiendo unas reglas: 1.- En cada orbital sólo puede haber 2 electrones.

# data[].attributes.attachment_link.description
radio atómico, potencial de ionización, electronegatividad y afinidad electrónica

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Es de gran utilidad de sistematizar la variación de las propiedades de los elementos según su posición del sistema periódico.

Debemos comprender el significado del , radio atómico energía de ionización (EI), afinidad electrónica (AE), electronegatividad y carácter metálico, como propiedades periódicas.

ü La

ü La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en e l estado gaseoso
reactividad de los no metales aumenta al ascender en un grupo y al avanzar en un periodo, alcanzando el máximo en el grupo 17 (VII A), en el fluor, el átomo más electronegativo.

ü La electronegatividad como la energía de ionización y la afinidad electrónica aumenta con el número atómico en un periodo y disminuye con Z en un grupo.

# data[].attributes.attachment_link.description
PROPIEDADES PERIÓDICAS Es de gran utilidad de sistematizar la variación de las propiedades de los elementos según su posición del sistema periódico. Debemos comprender el significado del , radio atómico energía de ionización (EI), afinidad electrónica (AE), electronegatividad y carácter metálico, como propiedades periódicas.

# data[].attributes.attachment_link.description
Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las -- - - Nosotros solamente vamos a describir las LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS Son propiedades que presentan los átomos de un elemento y que varían en la Tabla Periódica siguiendo la periodicidad de los grupos y periodos de ésta.

# data[].attributes.attachment_link.description
Son las propiedades que varan de forma gradual al movernos en un determinado sentido en el sistema peridico. La comprensin de esta periodicidad permitir entender mejor el enlace de los compuestos simples, as como la variacin peridica detectada en las propiedades fsicas de los elementos qumicos (puntos de fusin, de ebullicin, etc..).

# data[].attributes.attachment_link.description
Son las propiedades que varan de forma gradual al movernos en un determinado sentido en el sistema peridico. La comprensin de esta periodicidad permitir entender mejor el enlace de los compuestos simples, as como la variacin peridica detectada en las propiedades fsicas de los elementos qumicos (puntos de fusin, de ebullicin, etc..).

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Los conceptos teóricos que se exponen a continuación, son, simplemente, un recordatorio del trabajo previo de aprendizaje del tema, que debe haber sido realizado en el aula y, en ningún caso un sustitutivo de dicho proceso.

CONCEPTOS PREVIOS

Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica. Por la colocación en la misma de un elemento, podemos deducir que valores presentan dichas propiedades así como su comportamiento químico.

Tal y como hemos dicho, vamos a encontrar una periodicidad de esas propiedades en la tabla. esto supone, por ejemplo, que la variación de una de ellas en los grupos va a responder a una regla general. Esto nos permite, al conocer estas reglas de variación, cual va a ser el comportamiento químico de un elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran manera, de sus propiedades periódicas.

Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos:

- Estructura electrónica : distribución de los electrones en los orbitales del átomo

- Potencial de ionización : energía necesaria para arrancarle un electrón.

- Electronegatividad : mide la tendencia para atraer electrones.

- Afinidad electrónica : energía liberada al captar un electrón.

- Carácter metálico : define su comportamiento metálico o no metálico.

- Valencia iónica : número de electrones que necesita ganar o perder para el octete.

Podemos enumerar

- Volumen atómico - Radio iónico - Radio atómico

- Densidad - Calor específico - Calor de vaporización

- Punto de ebullición - Punto de fusión - Valencia covalente

- Carácter oxidante o reductor

Pulsa el botón para ir a la actividad

# data[].attributes.attachment_link.description
Los conceptos teóricos que se exponen a continuación, son, simplemente, un recordatorio del trabajo previo de aprendizaje del tema, que debe haber sido realizado en el aula y, en ningún caso un sustitutivo de dicho proceso. CONCEPTOS PREVIOS Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
La ubicación de los elementos químicos en la tabla periódica depende de su número atómico. Se ubican por número atómico creciente y las propiedades que presentan se relacionan con ese número. Entonces, al mirar la ubicación de un elemento en la tabla, ya sea en un grupo (división vertical) o en un período (división horizontal), es posible predecir sus propiedades físicas y químicas así como su comportamiento químico.
Entonces, ¿qué son las propiedades periódicas de los elementos?
Son las características que tienen los elementos y que varían en forma secuencial por grupos y períodos. Algunas de esas propiedades son: radio atómico, potencial de ionización, electronegatividad, estructura electrónica, afinidad electrónica, valencia iónica, carácter metálico.

. Estructura electrónica: es la distribución de los electrones del átomo en los diferentes niveles y subniveles de energía. Todos los elementos de un período tienen sus electrones más externos en el mismo nivel de energía. Los elementos de un grupo comparten la configuración electrónica externa teniendo, por lo tanto, propiedades químicas semejantes.

. Electronegatividad: es la tendencia que tiene un elemento de atraer los electrones de enlace de otros elementos. En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta en los periodos de izquierda a derecha y los grupos, de abajo hacia arriba.

. Radio atómico: los electrones se ubican en diferentes niveles alrededor del núcleo y el radio atómico es la distancia, más probable, que existe entre los electrones de la última capa y el núcleo. La expresión probable se debe a que los electrones no describen órbitas cerradas. Disminuye a lo largo del periodo y aumenta de arriba hacia abajo dentro de un grupo de la tabla.

. Potencial de ionización: es la energía necesaria para quitar un electrón a un átomo neutro, convirtiéndolo en un catión. Depende de la energía con la que el elemento en cuestión atraiga a sus electrones. En un grupo, el valor disminuye de arriba hacia abajo. En un período, aumenta desde la izquierda hacia la derecha.
Actividades
1. Explica la relación que existe entre la tabla periódica y las propiedades periódicas.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

2. Establece diferencia entre grupos y períodos.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
3. Contesta.
a. ¿Qué tienen en común los elementos que comparten un grupo y un período?

b. ¿Cómo aumenta la electronegatividad en la tabla periódica?
Fuentes Recuperado de: http://fisicayquimicavarques.com http://contenidos.educarex.es

# data[].attributes.attachment_link.title
Propiedades periódicas de los elementos - Escolar - ABC Color

# data[].attributes.attachment_link.description
La tabla periódica es un esquema en el que representan los elementos químicos de acuerdo a un criterio: el número atómico. Los elementos químicos se ubican en la tabla periódica dispuestos en grupos y períodos. Tanto en los grupos como en los períodos comparten ciertas características físicoquímicas.

# data[].attributes.attachment_link.description
LA TABLA PERIÓDICAPROPIEDADES PERIÓDICASIván Carmona Flores - Prof. Química y Cs. Naturales

# data[].attributes.attachment_link.provider_name
Pura Química: Acercando la Química al mundo

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
Un enlace químico corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos, sean estos iguales o distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres grupos principales: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces dativos. Los enlaces se producen como resultado de los movimientos de los electrones de los átomos, sin importar el tipo de enlace que se forme. Pero no cualquier electrón, puede formar un enlace, sino solamente los electrones del último nivel energético (más externo). A estos se les llama electrones de valencia. En este capítulo analizaremos las características de cada tipo de enlace, como también veremos diferentes maneras de representarlos en el papel. Partiremos definiendo lo que es un enlace iónico.

Enlace iónico: Un enlace iónico se puede definir como la fuerza que une a dos átomos a través de una cesión electrónica . Una cesión electrónica se da cuando un elemento electropositivo se une con un elemento electronegativo. Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos, más fuerte será el enlace iónico. Se empieza a considerar que dos átomos están unidos a través de un enlace iónico cuando su diferencia de electronegatividad es superior a 1.7. Un ejemplo de un compuesto unido a través de enlace iónico se muestra en la Imagen EIE-1, mientras que en la Imagen EIE-2 se ve algunas maneras de escribir compuestos unidos mediante este tipo de enlace.

Imagen EIE-1: Vista 3D de la Molécula de NaCl (sal de mesa).

Imagen EIE-2: Formas de escribir una molécula que está unida mediante un enlace Iónico.

Enlace Covalente: El enlace covalente es la fuerza que une dos átomos mediante la compartición de un electrón por átomo. Dentro de este tipo de enlace podemos encontrar dos tipos: el enlace covalente polar y el enlace covalente apolar. El primer sub-tipo corresponde a todos aquellos compuestos en donde la diferencia de electronegatividad de los átomos que lo componen va desde 0 hasta 1.7 (sin considerar el 0). Los compuestos que son polares se caracterizan por ser asimétricos, tener un momento dipolar (el momento dipolar es un factor que indica hacia donde se concentra la mayor densidad electrónica) distinto a 0, son solubles en agua y otros solventes polares, entre otras características. Dos ejemplos se ven en la Imagen EIE-3 (a) y en la Imagen EIE-3 (b), respectivamente. Por su parte, los compuestos que se forman por medio de enlaces covalentes apolares, no presentan momento dipolar, la diferencia de electronegatividad es igual a 0, son simétricos, son solubles en solventes apolares (como el hexano), entre otras cosas. La diferencia de electronegatividad cero se da cuando dos átomos iguales se unen entre sí, como por ejemplo la molécula de Nitrógeno o la molécula de Cloro (ver Imagen EIE-4 (a) e Imagen EIE-4 (b) respectivamente).

Imagen EIE-3: Densidades electrónicas en los siguientes compuestos polares: a) formaldehído (o metanal); b) 1,2-difluoretano. El color blanco indica una escasez de electrones, de ahí vienen respectivamente el color violeta, azul, verde y rojo (el cual indica mayor densidad electrónica).

Imagen EIE-4: Densidades electrónicas en a) la molécula de Nitrógeno; b) la molécula de Cloro. El color blanco denota una escasez electrónica mientras que lo más violeta indica una zona más rica en electrones.

En la Imagen EIE-5 se puede ver formas de escribir un enlace covalente. La imagen superior corresponde a lo que se llama estructuras de Kekulé, mientras que la inferior se denomina estructuras de Lewis. Se profundizará algo más esto cuando veamos ácido-base.

Imagen EIE-5: Formas de dibujar un enlace covalente en el papel.

Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Si bien se clasifica también como enlace covalente, algunos químicos difieren de llamarlo así debido a que, como se dijo anteriormente, en un enlace covalente, los dos átomos que forman dicho enlace aportan un electrón cada uno, es por eso que se le coloca por separado. Este tipo de enlace se caracteriza porque el par electrónico del enlace es entregado por un sólo átomo, el cual debe poseer a lo menos un par de electrones libres sin enlazar (Como el Oxígeno, Nitrógeno o Cloro, por ejemplo). Otra característica importante es que el átomo que acepta el par electrónico debe estar carente de electrones (como el ión hidrógeno [más conocido como protón], el Aluminio, entre otros). Este tipo de enlace es muy importante para el capítulo de ácidos-bases (que se verá a continuación) debido a que una teoría ácido-base indica que un ácido es aquella sustancia química que es capaz de aceptar un par electrónico y una base una sustancia capaz de compartirlos. También los enlaces dativos sirven para poder comprender de mejor manera la disolución de sustancias (tema que se verá más adelante). En la Imagen EIE-6 (a) y en la Imagen EIE-6 (b) se pueden ver dos ejemplos de sustancias con un enlace dativo.

Imagen EIE-6: Sustancias que contienen un enlace dativo (encerrado en el círculo naranja): a) ión hidronio; b) ión tetracloruro de Aluminio.

En la Imagen EIE-7 se ven tres formas de escribir un enlace dativo, en este caso se usó de ejemplo el ión hidronio. Por lo general se suele utilizar la estructura de Kekulé normal (superior), aunque muchos prefieren usar esa especie de estructura de Kekulé modificada (centro), ya que denota la presencia de un enlace con carácter distinto (en la imagen superior se podría pensar que los 3 enlaces son de la misma naturaleza). La estructura de Lewis (inferior) es poco usual, aun así es muy útil para ver comportamientos de solubilidad o ácido-base.

Imagen EIE-7: Formas de escribir un enlace covalente coordinado en el papel.

Con esto terminamos lo relacionado a enlaces químicos y tenemos las herramientas suficientes para empezar a comprender mejor como funciona una reacción ácido-base. Pero antes de eso, es necesario tener claro lo que es una disolución y cuáles son sus unidades de medición.

# data[].attributes.attachment_link.description
Un enlace químico corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos, sean estos iguales o distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres grupos principales: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces dativos. Los enlaces se producen como resultado de los movimientos de los electrones de los átomos, sin importar el tipo de enlace que se forme.

# data[].attributes.attachment_link.title
Enlaces químicos (artículo) | Khan Academy

# data[].attributes.attachment_link.description
Los enlaces químicos mantienen unidas a las moléculas y crean conexiones temporales que son esenciales para la vida. Los tipos de enlace químico que se incluyen son covalente, iónico, así como enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión de London.

# data[].attributes.body
Desarrolladas

Semidesarrolladas

# data[].attributes.body
Potencial de ionización

Electronegatividad

Electronegatividad

# data[].attributes.body
Volumen atómico

Radio atómico

Radio covalente

Radio iónico

# data[].attributes.body
La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico, ​ por su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento muestra tendencias periódicas, como elementos con comportamiento similar en la misma columna.

Sacado de Wikipedia.

# data[].attributes.body
m s

# data[].attributes.body
m l

# data[].attributes.body
n

# data[].attributes.body
l

# data[].attributes.body
Los números cuánticos son unos números asociados a magnitudes físicas conservadas en ciertos sistemas cuánticos.

Sacado de Wikipedia.

# data[].attributes.body
Representación simbólica de la molécula o unidad estructural de una sustancia en la que se indica la cantidad o proporción de átomos que intervienen en el compuesto.

Sacado de Ecured

# data[].attributes.body
Físico y filósofo austríaco

La vida parece ser el comportamiento ordenado y reglamentado de la materia basado en parte en mantener el orden existente.

# data[].attributes.body
Año 1926

# data[].attributes.body
Año 1911

# data[].attributes.body
Año 1913

# data[].attributes.body
Año 1803

# data[].attributes.body
Físico danés.

Si alguien no queda confundido por la física cuántica, es que no la ha entendido bien.

# data[].attributes.body
Físico y químico británico.

Si tu experimento necesita estadística, hubiera sido necesario hacer un experimento mejor.

# data[].attributes.body
Naturalista, químico, matemático y meteorólogo británico.

Si he tenido mejores resultados que muchos de los que me rodean, ha sido principalmente, por decirlo casi exclusivamente, de la asiduidad universal.

# data[].attributes.body
Físico británico.

Las dificultades que tendrían que ser superadas para hacer varios de los anteriores experimentos concluyentes son tan grandes como para ser casi insuperables.

# data[].attributes.body
Diagrama  conceptual o representación estructural de un átomo, cuyo fin es explicar sus propiedades y funcionamiento.

Sacado de quesignificado

# data[].attributes.body
Año 1897

# data[].attributes.body
La nomenclatura química es un conjunto de reglas o fórmulas que se utilizan para nombrar los compuestos químicos.

Sacado de Wikipedia.

# data[].attributes.headline
¿DE QUÉ MANERA ESTÁN ORGANIZADOS LOS ELEMENTOS QUÍMICOS?

# data[].attributes.subject
¿DE QUÉ MANERA ESTÁN ORGANIZADOS LOS ELEMENTOS QUÍMICOS?

# data[].attributes.body
Corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos, sean estos iguales o distintos.

Sacado de Pura química

# data[].attributes.body
En química, la configuración electrónica indica la manera en la cual los electrones se estructuran, comunican u organizan en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresan como un átomo o atómicamente un producto de orbitales antisimetrizadas.​​

Sacado de Wikipedia.

# data[].attributes.body
Características que tienen los elementos y que varían en forma secuencial por grupos y períodos.

Sacado de abc