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-QUIMICA Y SU RELACIÓN CON LA NUTRICIÓN-

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-QUIMICA Y SU RELACIÓN CON LA NUTRICIÓN-

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La química facilita la vida de las personas gracias a sus numerosas aplicaciones, todo lo que usamos está basado en principios fundamentales de la química, por ejemplo si utilizamos un lapicero, éstos tienen tinta que se ha elaborado con procesos químicos, también podemos mencionar el hecho de que todo lo que tocamos es materia y la materia tiene una composición química, por lo tanto la relación de la química con la nutrición no solo es su composición principal si no también buscando los alimentos adecuados para cada uno de los organismos, y ayudando al pensar en el metabolismo y las sustancias que contiene.

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Chadwick no propuso ningún modelo atómico si no descubrió el neutrón, planteando que los protones dentro del núcleo están concentrados al centro del átomo y los electrones organizados al azar al rededor de esta.

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Schrödinger su propuesta es conocida como el modelo mecánico cuántico del átomo, describiendo el comportamiento ondulatorio del electrón, tomando como base la hipótesis de que cada partícula esta asociada a una onda y puede comportarse como tal; desarrollo la ecuación homónima para calcular la probabilidad de que un electrón se encuentre en una posición especifica.

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Sommerfeld desarrollo su propia versión del modelo atómico de Bohr, el consideró orbitas elípticas y también tuvo en cuenta en algunos átomos los electrones que se podían mover a velocidades relativistas, combinaba conceptos de física y teoría cuántica. logra dar una explicación teórica a la estructura fina del átomo de hidrogeno.

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Niels Bohr investigo acerca de la estructura de los átomos y la radiación que emana de ellos. Se encargo de explicar la estabilidad del átomo como sus propiedades de emisión y de absorción de la radiación(el electrón pasa de una orbita estacionaria a otra); esta teoría explica como el electrón puede ocupar algunas orbitas estacionarias en las cuales no irradia energía.

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El Modelo de Rutherford establecía:

El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga positiva y prácticamente toda la masa.

La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones, que se hallan fuera del núcleo. El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones del átomo.

Los electrones giran a gran velocidad alrededor del núcleo y están separados de éste por una gran distancia.

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Una unidad de medida es una cantidad estandarizada de una determinada magnitud física, definida y adoptada por convención o por ley.
Cualquier valor de una cantidad física puede expresarse como un múltiplo de la unidad de medida.
Una unidad de medida toma su valor a partir de un patrón o de una composición de otras unidades definidas previamente.
Las primeras unidades se conocen como unidades básicas o de base (fundamentales), mientras que las segundas se llaman unidades derivadas.
Un conjunto de unidades de medida en el que ninguna magnitud tenga más de una unidad asociada es denominado sistema de unidades.
Todas las unidades denotan cantidades escalares.
En el caso de las magnitudes vectoriales, se interpreta que cada uno de los componentes está expresado en la unidad indicada.

Los sistemas tradicionales basan sus unidades de medición de distancia en las dimensiones del cuerpo humano.
La pulgada representa el largo de la falange distal de un pulgar, de donde toma su nombre. El pie representaba originalmente la longitud de un pie humano aunque esta unidad se transformó con el tiempo en el equivalente a 12 pulgadas en el sistema anglosajón.
La yarda, por otro lado, representa la longitud desde la punta de la nariz hasta la punta del dedo medio.
Una braza correspondía a la distancia de punta a punta de los dedos medios con los brazos extendidos. Otras unidades eran el palmo (la longitud de la palma de la mano) y el codo (aproximadamente la longitud del antebrazo).
Para distancias mayores, existía la milla, unidad de medida creada en la antigua Roma que equivalía originalmente a 2000 pasos de una legión. Sobre la base de la milla, los romanos definieron el estadio de tal forma que ocho estadios correspondían a una milla.

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En la actualidad el átomo se define como la partícula más pequeña de un elemento, divisible, formado de partículas subatómicas (electrón, neutrón, protón), formado de un núcleo atómico en el que se encuentran los protones y los neutrones que conforman la masa atómica y de niveles de energía u orbitales en el que los electrones giran con energía especifica.

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Heisenberg promueve el principio de incertidumbre en los orbitales de electrones que rodean el núcleo atómico, indicando que no es posible conocer con certeza la posición y el momento lineal de un electrón al mismo tiempo. Instauro los cimientos de la mecánica cuántica para estimar el comportamiento de las partículas subatómicas que conforman un átomo.

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Las combinaciones ternarias son aquellas en cuyas moléculas intervienen átomos de tres elementos distintos. Normalmente, forma parte de su combinación el oxígeno, que actúa con número de oxidación 2, los compuestos ternarios se distinguen tres grupos principales:

Hidróxidos o bases

Oxoácidos u oxácidos

Sales u oxisales.

Los hidróxidos o bases resultan de la combinación de un catión, generalmente metálico, con el ion hidróxido, OH-,
se nombrarían con la palabra «hidróxido», precedida de un prefijo, que indica el número de grupos (OH) de la molécula y el nombre del metal.

Los Oxoácidos se obtienen de la combinación de un no metal con hidrógeno y oxígeno. Su fórmula general es HaXbOc.

Las sales u oxisales resultan de la sustitución de los hidrógenos de los oxácidos por un metal. Si éste tiene más de un número de oxidación, o bien se le añade entre paréntesis y con números romanos el número de oxidación con el que actúa, nomenclatura stock.

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Son aquellos compuestos que están formados por dos elementos. En este grupo se distinguen los óxidos, los hidruros, los hidrácidos y la sales  binarias.
Los óxidos son compuestos binarios formados por un elemento y oxígeno, se  dividen en dos grupos, según con el carácter del elemento que se une con el oxígeno. Si el             elemento es metálico, el óxido es básico o simplemente óxido, el elemento que está unido a oxígeno es no metálico, el compuesto formado es un óxido ácido o anhídrido. Cuando el elemento presenta mas de un estado de oxidación, esta se indica con número romano entre paréntesis.
Cuando el elemento posee mas de un estado de oxidación se puede usar la terminación oso  y la terminación ico para el mayor, si el elemento forma óxidos con cuatro estados de oxidación, el de menor estado de oxidación se nombra con el prefijo hipo y el sufijo oso, el con segundo estado de oxidación con el sufijo oso, el siguiente con sufijo ico y el con el mayor EO con el prefijo per y el sufijo ico.

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La nomenclatura química es un conjunto de reglas que se aplican para nombrar y representar con símbolos y fórmulas a los elementos y compuestos químicos.
Existen tres tipos:

Nomenclatura Stock

Se nombra con la palabra genérica óxido seguido de la preposición de enseguida el nombre del metal con el que se combinó, por ejemplo: óxido de calcio.

Nomenclatura clásica ó tradicional

Estos mismos compuestos se pueden nombrar con la palabra genérica óxido seguida del nombre del metal con el sufijo oso para el valor menor de la valencia y con el sufijo ico cuando el valor de su valencia es mayor.

Nomenclatura IUPAC

La IUPAC determina que estos compuestos se nombran a partir de la cantidad de elementos que los constituyen.

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Hay tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos  inorgánicos:

1. Nomenclatura de sustitución.

2. Nomenclatura de adición.

3. Nomenclatura de hidrógeno.

Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química  que contengan y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. En el sistema de nomenclatura tradicional se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos.

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La tabla periódica es un cuadro que presenta todos los elementos químicos que existen ordenados según sus propiedades físicas. Actualmente la tabla periódica actual cuenta con 118 elementos (94 de los cuales se dan de manera natural en la Tierra), está organizada de menor a mayor según su número atómico, lo que significa  el número total de protones que tiene cada átomo de ese elemento. Cada casilla de la tabla periódica corresponde a un elemento químico con unas propiedades determinadas asi cada columna son elementos que tienden a tener propiedades químicas similares.

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El peso atómico es una cantidad física adimensional, definida como la razón del promedio de las masas de los átomos de un elemento (de una muestra dada o fuente) con respecto a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12 (conocida como una unidad de masa atómica unificada).
El concepto se utiliza generalmente sin mayor calificación para referirse al peso atómico estándar, que a intervalos regulares publica la Comisión sobre Abundancia de Isótopos y Pesos Atómicos de la IUPAC.  Se pretende que sean aplicables a materiales de laboratorios normales
En la definición, enfáticamente se especifica, un peso atómico,  puesto que, según sea la fuente, un elemento tiene diferentes pesos atómicos. Por ejemplo, debido a su diferente composición isotópica, el boro de Turquía tiene un peso atómico menor que el boro de California.
Sin embargo, dados el costo y las dificultades del análisis isotópico, es usual el uso de valores tabulados de pesos atómicos estándares, que son ubicuos en los laboratorios químicos.
En 1960 se introdujo una unidad denominada unidad de masa atómica, definida como 1/12 de la masa del carbono 12. Se representa con el símbolo u; de este modo, 12C = 12u. La tabla de los pesos atómicos relativos se basa ahora en la masa atómica de 12C = 12.
Así mismo, la masa molar de una molécula es la masa de un mol de esas moléculas (sus unidades en química son g/mol), se obtiene multiplicando la masa atómica relativa por la constante de masa molar.
Por definición un mol es el número de átomos que están contenidos en exactamente 12 gramos de carbono de masa isotópica 12 (12C). A este número se le denomina número de Avogadro. El valor más exacto que se conoce hasta ahora de él es 6,0221367x1023.

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Un átomo es la unidad constituyente más pequeña de la materia, está compuesto por un núcleo y uno o más electrones ligados al núcleo, el núcleo esta formado por protones los cuales son partículas subatómicas con carga eléctrica positiva, también esta formado por neutrones que son una partícula subatómica  que no tienen carga eléctrica neta. Los protones y neutrones se denominan nucleones. Unidos por unos enlaces muy fuertes en los cuales al romperse se genera una gran cantidad de energia.

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Cambio físico: es una transformación en la que no varía la naturaleza de la materia (ej, cambios de estado)
Cambio químico: es una transformación en la que varía la naturaleza de la materia (ej; las combustiones)
Hablar de naturaleza de una sustancia es lo mismo que describir su composición y su estructura, o sea de que elementos está formada.

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Tipo simple de fórmula química, que proporciona la relación de números enteros más pequeña entre elementos en un compuesto molecular

Para su obtención es necesario saber la masa molecular de cada elemento químico

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El filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamo átomos.

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El científico inglés John Dalton formuló una definición precisa de las unidades indivisibles con las que se forma la materia llamada átomos. Se encargo de marcar el principio de la química moderna que se vasa en: 1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. 2.Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos(tamaño, masa y propiedades químicas). 3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. 4. Una reacción química implica solo la separación, combinación o reordenamiento de átomos.

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Thomson explicaba que en el átomo hay un gran número de corpúsculos de carga negativa, los cuáles conocemos hoy en día como electrones balanceados eléctricamente por algo desconocido que producía el campo eléctrico de una carga positiva de una cantidad igual a la suma de la carga negativa de los electrones, a este modelo lo nombro budín de pasas.

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Teoría Atómica II (POR ADRIAN DINGLE, B.SC., ANTHONY CARPI, PH.D)https://www.visionlearning.com/es/library/Qu%C3%ADmica/1/Teor%C3%ADa-At%C3%B3mica/51/reading

https://es.slideshare.net/MargaritaValdiviaMedellin/principios-de-la-qumica-y-nutricin

https://www.abc.es/ciencia/abci-metodo-cientifico-estos-cinco-pasos-201902170129_noticia.html

https://www.todamateria.com/propiedades-de-la-materia/

https://energia-nuclear.net/que-es-la-energia-nuclear/atomo/estructura

https://www.amarauna.euskadi.eus/es/recurso/formulacion-de-compuestos-inorganicos-ternarios/4a49a833-9cf0-4657-ab95-cdbd2f63bd0b

https://www.nationalgeographic.com.es/ciencia/tabla-periodica-forma-ordenar-elementos-quimicos_15988

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Las primeras ideas acerca de la materia en un nivel atómico se formaron en el transcurso de muchos siglos. Comenzando con los Griegos antiguos y moviéndose por el principio del siglo XIX, el estudio se desarrolla de manera relativamente lenta. (Puede leer mas acerca de esto en nuestros módulos Las Primeras ideas acerca de la Materia: Desde Demócrito hasta Dalton and Teoría Atómica I: Los primeros días.) A pesar del ritmo lento, es crucial entender que el proceso era un proceso metódico ya que científicos se basaban en ideas anteriores. Esta progresión gradual y lógica en donde la estructura atómica se desarrollo de ser una idea simple y filosófica hasta un mundo sofisticado de la partícula Higgs Bosón descubierta en la primera parte del siglo XXI, representa a un maravilloso ejemplo de la evolución de una idea científica, y la aplicación del proceso científico. De hecho, uno podría argumentar que la historia, la lucha y el acontecimiento que se ha hecho por medio del desarrollo del entendimiento de la materia en un nivel atómico es la típica historia del método científico.

Evidencia que llevó al cambio

La historia de la teoría atómica se encuentra primero con evidencia científica y reproducible a finales del siglo XVIII. Químicos franceses Antoine Lavoisier y Joseph Proust, con su Ley de Conservación de Masa en el año 1789 y la Ley de Proporciones Definidas en 1799, respectivamente, cada uno dejó las bases para el trabajo del inglés John Dalton acerca de la Ley de Múltiples Proporcionas (Dalton, 1803). Dado que muchos siglos han pasado desde las primeras ideas del átomo y el trabajo de Dalton, seria justo decir que la evolución de Teoría Atómica ha sido una gradual, con los adelantos en el campo siendo fijos en vez de espectacular. Pero todo eso estaba por cambiar y muy dramáticamente.
. Basándose en una serie de experimentos, Rutherford propuso el modelo planetario del átomo en el cual electrones giran alrededor de un núcleo denso (vea Teoría Atómica I: Los Primeros días). Mientras que el modelo de Rutherford explicaba muchas observaciones con precisión, igual tenia errores.

Bohr avanza las ideas de Rutherford

Figura 1: Cuando pasa a través de un prisma, la luz blanca muestra el espectro de color.

Pero cuando gases puros de diferentes elementos son estimulados por electricidad, como hubieran estado en el recién descubierto tubo de descarga eléctrica, emiten radiación en distintas frecuencias. En otras palabras, diferentes elementos no emiten luz blanca, emiten luz de diferentes colores y cuando la luz pasa a través de una prisma no produce una arcoíris continua de colores, pero el patrón de líneas coloradas, ahora se refieren como la línea espectro (Figura 2). Claramente, el modelo de Rutherford no cabía con todas las observaciones y Bohr se puso a hablar de estas inconsistencias.

Figura 2: El espectro de luz visible se desplaza arriba de la línea espectro durante tres meses - el hidrogeno, neón y el hierro están abajo.image © Neon spectrum: Deo Favente

En el año 1911, Niels Bohr (Figura 3) había recién completado su doctorado en la física en la Universidad de Copenhague y fue invitado para continuar su trabajo en la Universidad de Manchester en Inglaterra por Rutherford. Rutherford había avanzado significativamente la teoría atómica con su experimento revolucionario, pero el genio de Bohr estaba avanzando aún mas el modelo de Rutherford.

Figura 3: Niels Bohr

Fue Bohr a quien se le ocurrió la idea original de un modelo planetario del átomo, pero fue el quien tomo el concepto fundamental y le aplicó nuevas ideas acerca de la teoría cuántica. Este salto fue necesario para explicar la nueva evidencia que retó el modelo viejo y para subsecuentemente formular un modelo mejor.

Max Planck y la Teoría Cuántica

Es fácil pensar que la luz y otras formas de energía, como continua. Subale a una lámpara y la lámpara se hace gradualmente mas brillante. Sin embargo, a finales del siglo XIX, los físicos comenzaban a sospechar que esto no era verdadero. Modelos clásicos físicos no pudieron predecir con exactitud la radiación de cuerpo negro; en otras palabras no predijeron exactamente la energía liberada por un objeto cuando se calienta

El físico alemán Max Planck resolvió este problema en el año 1903, al proponer que la energía de radiación de cuerpo negro puede ser cuantizada (en otras palabras que solo podía ser liberada o absorbida en "paquetes" específicos que estaban asociados con frecuencias especificas. Esto resolvió el problema del cuerpo negro y fue consistente con los datos experimentales observados. Así nació la mecánica cuántica.

A pesar de los avances que el y otros hicieron utilizando esta idea, curiosamente, Planck permaneció escéptico de energía cuantizada por muchos años. Insistió que los cálculos que había hecho y las conclusiones que había alcanzado eran un truco matemático sofisticado y ultimadamente el modelo clásico prevalecerá. Después de todo, habían existido aproximadamente 200 años y había pasado por escrutinio bien intenso.

Avanza la Teoría Cuántica

En el año 1905, Albert Einstein publicó una serie de artículos proponiendo que la luz también exhibe comportamiento cuántico (Einstein, 1905). Algunas veces descrito como el Annus Mirabilis (año milagroso) de Einstein, los artículos combinados con el trabajo de Planck, permitieron que Bohr combinara la naturaleza del átomo con la física para marcar el comienzo del entendimiento de la teoría atómica.

Siendo negativamente cargados, los electrones se atraen a protones específicos en el núcleo del átomo y normalmente ocuparía la ruta dentro del átomo que esta mas cerca del núcleo si esa ruta esta disponible. Este estado, la cual tiene energía potencial baja es llamado estado fundamental. Al exponer los electrones a una fuente externa de energía como una descarga eléctrica, es posible promover los electrones de su estado fundamental a otras posiciones que tienen energías potenciales mas altas llamadas estados excitados. Estos electrones "excitados" rápidamente regresan a posiciones de energía baja (para poder volver a obtener la estabilidad asociada con energías bajas) y al hacer esto liberan energía en frecuencias especificas que corresponden a la diferencia de energías entre orbitales de electrones o capas (vea simulación de comportamiento cuántico). Las ecuaciones matemáticas de Bohr predijeron que los electrones no chocarían con el núcleo en una manera que la física clásica (y el modelo de Rutherford) había predicho. Esto fue otra realización importante que hizo el salto de una paradigma (física clásica) a una nueva (física cuántica).

La formación de iones

Mientras que el trabajo de Bohr parecía que explicaba el fenómeno curioso de espectros de líneas, un número de líneas habían sido observadas en la espectro de hidrógeno que no cabía dentro de la teoría de Bohr, pero Bohr ofreció una explicación rápidamente. Sugirió que las líneas en el espectro de hidrógeno que no podían ser contabilizadas eran causadas no por átomos de hidrogeno, si no que por una especie completamente diferente. Entonces, ¿que eran estas especies, y como llegaron a hacer?

Casi 30 años antes de que Bohr publicara su famosa trilogía de artículos en la revista científica Philosophical Magazine and Journal of Science en el año 1913 la idea de que partículas tienen la habilidad de llevar un tipo de carga había sido establecida por el científico Sueco Svante Arrhenius y el Inglés Michael Faraday. Estas partículas cargadas fueron llamadas iones.

Los átomos son eléctricamente neutros, lo que significa que el número de protones positivos en cualquier dado átomo es igual al numero de electrones negativos en el mismo. Ya que la carga positiva es exactamente cancelada por la negativa, el átomo no tiene ninguna carga eléctrica. Sin embargo, así como es posible estimular un electrón para que se mude a una orbita mas alta como había mostrado el trabajo de Bohr, también es posible dar a un electrón suficiente energía para sobrepasar la atracción del núcleo completamente y removerlo del átomo del todo. Esto tiene un efecto de desequilibrar la carga eléctrica y resulta por la formación de una especie con una carga positiva - llamado catión. Por ejemplo, el átomo de sodio puede perder un electrón para formar un catión de sodio positivamente cargado (Ecuación 1); la energía asociada con la expulsión del primero electrón de cualquier átomo llamado la primera energía de ionización.

Na(s) → Na⁺(s) + e⁻

Cationes que son formados por la expulsión de un electrón puede ser ionizado adicionalmente al perder mas electrones, y en el proceso formando otro ion, esta vez con una carga de 2+. La energía requerida por la expulsión del segundo electrón es conocido como segunda energía de ionización. A pesar de que raramente ocurre con átomos mas grandes (o con el ejemplo de sodio anterior), es retóricamente posible remover todos los electrones de cualquier átomo, llevando al tercero, cuarto, quinto, etc. la energía de ionización para átomos con grandes números de electrones.

Figura 4: Utilizando el elemento hidrógeno, ejemplos de catión y aniónimage © Jkwchui

Una vez que el electrón (o electrones) ha sido sacado del átomo de esta manera, puede ser aceptado por otros átomos, y tal, los electrones pueden ser transferidos de un átomo a otro. Así como liberar electrones desbalancea la carga, aceptar electrones también causa que los átomos se desbalanceen en carga, (mas electrones que protones) y al especie se llama anión. (Un catión y un anión de hidrógeno se muestran en la Figura 4.) Por ejemplo, un átomo neutral de cloro, con números iguales de protones y electrones, pueden aceptar un electrón de una fuente externa para formar un anión de cloruro cargado negativamente (ecuación 2).

Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g)

Bohr relaciona las observaciones inesperadas a iones

En el trabajo de Bohr, la ionización de un elemento particular, el helio, se comprobo ser la clave para descifrar la explicación de las líneas inesperadas que observó en el espectro de hidrogeno. Cuando un átomo de helio, la cual tiene dos electrones pierde un electrón para formar un ion de helio, He⁺, la estructura electrónica es igual a la del hidrógeno atómico, ya que ambas especies tienen solamente un electrón - el ion de helio se dice ser isoeléctrico con el átomo de hidrogeno. Sin embargo, el ion de hielo posee un núcleo con el doble de la carga del átomo de hidrógeno (dos protones en vez de una). Bohr se dio cuenta de esto y sugirió que la atracción mas grande entre el electrón y el núcleo He resultaba en líneas espectros que anteriormente no se podían explicar - la carga del núcleo afecta la energía asociada con transferencias de electrones entre los orbitales. La teoría de Bohr fue comprobada ser correcta cuando espectros fueron generados utilizando helio que había sido purgado de hidrógeno.

Descubrimiento de una tercera partícula atómica: El neutrón

Al final del siglo XIX, dos diferentes partículas se sabia que existían en el átomo, y ambos poseían una carga eléctrica - el pequeño y negativamente cargado electrón y el mas grande y positivamente cargado protón. Sin embargo, a principios del siglo XX, evidencia comenzó a acumularse que esto no era todo lo que había en el átomo. Específicamente, la masa de protones y electrones en el átomo no aparentaron ser lo suficiente para justificar la masa de todo el átomo, y ciertos tipos de decaimiento nuclear sugirieron que algo mas debe suceder en el núcleo. En el año 1932, James Chadwick, un físico Británico que había estudiado con Ernest Rutherford y que en ese entonces trabajaba con el mismo, se propuso resolver el problema. Rutherford desde el año 1920 se propuso la idea de una partícula atómica neutral que tenia masa, pero nunca llego a agilizar la búsqueda de esta partícula misteriosa.

En el año 1932, Chadwick desarrolló mas un experimento que había sido llevado a cabo por Frederic Joliot-Curie con Irene Joliot-Curie. Encontraron que al utilizar polonio como fuente de partículas alfa, pueden usar berilio para emitir radiación que puede ser utilizada para eliminar protones de un pedazo de parafina. Los Joliot-Curies propusieron que esta radiación era radiación gama, un paquete de energía sin masa verdadera. Como un investigador de renombre de radiación gama y del núcleo del átomo, Chadwick realizó lo que otros no podían, que los protones eran demasiado grandes para ser sacados de parafina por rayos de gama sin masa. Al medir mas cuidadosamente el impacto de la partícula misteriosa en la parafina y al combinar esto con otras medidas, Chadwick concluyó que las partículas siendo emitidas no eran radiación gama, pero una partícula relativamente pesada que no tenia carga - una partícula llamada neutrón.

Figura 5: Modelo artístico de un átomo mostrando el núcleo, con protones y neutrones orbitando electrones.image © Visionlearning

Chadwick escribió un artículo acerca de su descubrimiento llamado "La Posible existencia de un Neutron," y fue publicado en la revista Nature (Chadwick, 1932). En 1935, fue otorgado el Premio Nobel en la Física por su descubrimiento. Los Joliot-Curies tampoco fueron sin reconocimiento. Su trabajo en la radioactividad y los isotopos radioactivos les obtuvo el Premio Nobel en la Química, también en el año 1935.

El descubrimiento de Chadwick marcó el génesis de reacciones nucleares inducidas en donde el neutrón es acelerado y lanzado al núcleo de los elementos, generando cantidades masivas de energía (el neutrón puede hacer esto fácilmente ya que es neutral y no es repelado del núcleo en la misma manera que partículas cargadas podrían serlo). Estas reacciones tuvieron un impacto masivo en el mundo entero ya que dieron luz a pensamientos de la bomba atómica y energía nuclear.

Otros cambios en la estructura de átomos: Isotopos

El neutrón también explica porque la existencia de átomos del mismo elemento que tienen diferentes masas atómicas. Los isotopos son átomos del mismo elemento (i.e. tienen el mismo número de protones) pero la diferencia en el número de neutrones que poseen. Como resultado, diferentes isotopos tienen propiedades químicas similares, pero sus masas y en algunos casos su comportamiento físico son diferentes. Los isotopos se diferencian por su masa atómica, la cual se puede indicar escribiendo el símbolo del elemento, seguido por un guión y después la masa, o mas comúnmente, escribiendo la masa sobrescrita antes del símbolo elemental. Por ejemplo carbono-12 (C-12, o ¹²C) y carbono-14 (C-14, or ¹⁴C) son ambos isotopos de carbón que ocurren naturalmente. El carbono-12 es un isotopo estable que cuenta como 99% del carbón que ocurre naturalmente. El carbono-14 es un isotopo radioactivo que cuenta como solamente 1 x 10⁻¹⁰ % del carbón que ocurre naturalmente, ya que decae a nitrógeno con un periodo de semidesintegración de aproximadamente 5,730 años, y puede ser utilizado para fijar la fecha de algunos objetos que contienen carbono. (Tres isotopos de carbono se miran en la Figura 6.)

Figura 6: Isotopos de carbón. Cada uno con el mismo número de protones, pero con diferentes números de neutrones.

A menudo ocurren naturalmente mas de un isotopo en cualquier elemento individual. Como resultado, las masas atómicas que se dan en una tabla periódica moderna son las masas ponderadas de todos los isotopos conocidos de cada elemento. Por ejemplo, el cloro que ocurre naturalmente tiene dos isotopos principales, uno con 18 neutrones (masa de 35) y uno con 20 neutrones (masa de 37). El isotopo mas liviano ³⁵Cl, cuenta como casi 76% de su abundancia natural, mientras que el isotopo ³⁷Cl cuenta como solamente 24%. Por ende, la media ponderada es la masa promedio de átomos que ocurren naturalmente ponderados por su abundancia relativa, o 35.45.

El trabajo de Bohr proveyó un puente entre varias ideas disparatas que quizás nunca estuvieron enlazadas sin su intervención. El cambió el paradigma de aplicar física clásica (de partícula) al modelo del átomo a pensar acerca de la aplicación de la teoría cuántica y ondas - un desarrollo crucial en el gran esquema de teoría atómica y uno que fundó las bases para futuros científicos.

Habiendo haber llegado desde su trabajo inicial, hasta la teoría atómica por medio de la crucial primera parte del siglo XX, aún tenemos mucho por explorar en la historia del átomo. Los avances descritos en este modulo se basan en el trabajo de Rutherford, modificado por las ideas de Planck, y juntado por el genio de Bohr. Aún así, hubiera por lo menos otra década por pasar antes de que el trabajo de Pauli, Heisenberg y ultimadamente Schrödinger llevara al desarrollo completo de la mecánica cuántica moderna que completamente describe el átomo como lo conocemos hoy en día.
Este módulo es una versión actualizada de nuestro contenido previo, para ver el modulo anterior por favor visite: link.

Resumen

The 20th century brought a major shift in our understanding of the atom, from the planetary model that Ernest Rutherford proposed to Niels Bohr's application of quantum theory and waves to the behavior of electrons. With a focus on Bohr's work, the developments explored in this module were based on the advancements of many scientists over time and laid the groundwork for future scientists to build upon further. The module also describes James Chadwick's discovery of the neutron. Among other topics are anions, cations, and isotopes.

Conceptos Clave

Basándose en evidencia experimental y teórica, Niels Bohr cambió el paradigma de teoría atómica moderna de uno que se basaba en partículas físicas y la física clásica, a una que se basa en principios cuánticos.

Bajo el modelo de Bohr del átomo, los electrones no pueden girar libremente alrededor del átomo, pero si son enlazados a ciertos orbitales atómicos que constriñen y también definen el comportamiento electrónico del átomo.

Los átomos pueden ganar o perder electrones para convertirse en iones cargados.

James Chadwick completó una de las primeras imágenes del átomo con su descubrimiento del neutrón, una partícula neutral que afecta la masa del átomo y las diferentes propiedades físicas de isotopos atómicos.

NGSS

HS-C4.4, HS-C6.2, HS-PS1.A1, HS-PS1.A3

Referencias

Bohr, N. (1913). On the Constitution of Atoms and Molecules. Philosophical Magazine (London), Series 6 (26), 1-25.

Chadwick, J. (1932). The Possible Existence of a Neutron. Nature, 129(3252), 312.

Dalton, John (1805). On the Absorption of Gases by Water and Other Liquids. Memoirs of the Literary and Philosophical Society of Manchester, Series 2(1), 271-287.

Einstein, A. (1905). A New Determination of Molecular Dimensions. Annalen der Physik, Series 4(19), 289-306.

Einstein, A. (1905). Does the inertia of a body depend on its energy content? Annalen der Physik, Series 4(18), 639-641.

Einstein, A. (1905). On the electrodynamics of moving bodies. Annalen der Physik, Series 4(17), 891-921.

Einstein, A. (1905). On a heuristic viewpoint concerning the production and transformation of light. Annalen der Physik, Series 4(17), 132-148.

Einstein, A. (1905). On the motion of small particles suspended in liquids at rest required by the molecular-kinetic theory of heat. Annalen der Physik, Series 4(19), 371-381.

Planck, M. (1903). Treatise on Thermodynamics. Ogg, A. (trans.). London: Longmans, Green & Co.

Adrian Dingle, B.Sc., Anthony Carpi, Ph.D. "Teoría Atómica II" Visionlearning Vol. CHE-1 (3), 2003.

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Teoría Atómica II | Chemistry | Visionlearning

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El siglo XX trajo un gran cambio en nuestro conocimiento del átomo, desde el modelo planetario que Ernest Rutherford propuso a la aplicación de Niels Bohr de la teoría cuántica y las ondas al comportamiento de los electrones.

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Sabiendo ya lo que es la materia debemos hablar de las características que la describen de manera física y química.
Propiedades extensivas : dependen de la cantidad de materia que contenga, al contrario las Propiedades Intensivas:  no dependen de la cantidad de materia.

-Propiedades Químicas-
La materia puede existir en tres estados:

Liquido: es un estado en que la materia se presenta como una sustancia fluida y con volumen, pero sin forma definida.

Solido: estado en oposición y resistencia al cambio de forma y volumen.

Gaseoso: agrupamiento de átomos y moléculas con poca fuerza de atracción entre sí o en expansión.

-Propiedades Físicas-
Son propiedades que pueden ser observadas sin necesidad de cambiar su naturaleza como por ejemplo:

La masa: corresponde a la cantidad de materia.

El volumen: es el espacio ocupado por la materia.

Divisibilidad: propiedad que implica que la materia pueda separarse y ser dividida.

Compresibilidad: poder reducir la materia mediante compresión.

Elasticidad: la capacidad para volver a su volumen  original luego de ser contraído.

Inercia: propiedad de resistencia al cambio, y mantiene su estado de reposo.

Propiedades organolépticas: características que pueden  ser percibidas por los sentidos.

Punto de ebullición: temperatura a la que una sustancia duerme.

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La materia la podemos encontrar en la naturaleza en forma de sustancias puras y mezclas.
Puras: su composición no varía sea cual sea su estado, se divide en elementos y compuestos, los elementos son sustancias puras que no pueden descomponerse por ningún procedimiento (ejemplo; todos los elementos de la tabla periódica), y los compuestos:
Las mezclas o compuestos; siguen siendo sustancias puras que están formadas por 2 o más elementos en proporciones fijas y se pueden descomponer por procedimientos químicos, ejemplo; el agua (H2O).
Sustancia Simple: formada por un solo tipo de elemento. (ej; cuando una molécula contiene varios átomos pero todos son del mismo elemento), oxigeno gaseoso (O2), ozono (O3) etc.
Mezclas: formadas por 2 o más sustancias puras, las hay homogéneas y heterogéneas.  Las homogéneas también conocidas como disoluciones (sus componentes NO se pueden distinguir a simple vista, ej; disolución de la sal en el agua. Y las heterogéneas, son mezclas que SÍ se distinguen sus componentes a simple vista, ej: agua con aceite.

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A lo largo de nuestra vida hemos escuchado muchas veces este termino ¿pero sabemos que es?, el método científico es el proceso que nos facilita llegar a una conclusión o respuesta de algo, el conjunto de pasos que debe estar sujeto a a la razón, sus pasos son La Observación: la cual es saber que buscamos encontrar. La Hipótesis: es la teoría de lo que creemos encontrar. La Experimentación: los experimentos realizados para hallar una solución. Teoría: se encarga de explicar que hipótesis es mas probable. Por ultimo, Las conclusiones: los pensamientos finales y el resultado.

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Es un proceso que se realizó sucesiva y lógicamente en donde la estructura del átomo se convirtió de la simpleza a la especificidad, lo que da a entender un proceso metódico ya que los científicos se basaban en ideas anteriores.