1.1Describir brevemente (con fechas aproximadas) las leyes ponderales (definida, múltiples, recíproca) como base histórica de los modelos atómicos y la química cuantitativa.

1.1.1 Ley de las proporciones definidas : “Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo”. Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista: “para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante”. Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua. Estos delicados análisis fueron realizados sobre todo por el químico sueco BERZELIUS (1779 - 1848). No obstante, será el francés PROUST, en 1801, quien generalice el resultado enunciando la ley a la que da nombre. Después, de numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de Proust. No obstante, ciertos compuestos sólidos muestran una ligera variación en su composición, por lo que reciben el nombre de «berthóllidos». Los compuestos de composición fija y definida reciben el nombre de «daltónidos» en honor de DALTON.

1.1.2 Ley de las proporciones múltiples: esta ley de las se debe a DALTON, en 1803 como resultado de su teoría atómica y es establecida y comprobada definitivamente para un gran número de compuestos por BERZELIUS en sus meticulosos estudios de análisis de los mismos, la cual dice: “las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos”. Por ejemplo: 1 g de oxígeno reacciona con 3,971 g de cobre para formar un óxido de cobre. Pero cambiando las condiciones de la reacción 1 g de cobre reacciona con 7,942 g de cobre. (No hay fallo de la ley de las proporciones definidas, puesto que se obtienen compuestos distintos). Dividamos las cantidades de cobre entre sí 7,942/3,971 = 2, es decir, están en la proporción 2:1 (números enteros y sencillos).

1.1.3 Ley de las proporciones recíprocas: esta ley llamada también de las proporciones equivalentes fue esbozada por RICHTER en 1792 y

completada varios años más tarde por WENZEL, y dice: “los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, dan la relación de pesos de estos Elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos”. Así, por ejemplo, con 1g de oxígeno se unen: 0,1260 g de hidrógeno, para formar agua; 4,4321 g de cloro, para formar anhídrido hipocloroso; 0,3753 g de carbono para formar gas carbónico, 1,0021 g de azufre, para formar gas sulfuroso, y 2,5050 g de calcio, para formar óxido cálcico. Pero los elementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades, multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las que se unen entre sí para formar los correspondientes compuestos. La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada elemento un peso relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del elemento que se toma como tipo de referencia.

1.2 Describir brevemente los modelos atómicos de Dalton, Thompson y Rutherford, tomando en cuenta la carga y la masa de las partículas subatómicas protones y electrones haciendo énfasis en la secuencia histórica (gota de aceite de Millikan) y explicando las experiencias que condujeron a los modelos y las deficiencia de cada uno de ellos.

1.2.1 Modelo atómico de Dalton : “la materia está formada por pequeñísimas partículas llamadas átomos, estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, nunca cambia. Fue el primer modelo atómico con bases científicas, propuesto entre 1803 y 1807 por John Dalton. El modelo permitió aclarar por primera vez por qué las sustancias químicas reaccionaban en proporciones estequiométricas fijas (Ley de las proporciones constantes), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números enteros (Ley de las proporciones múltiples). El error que cometió en su teoría fue el afirmar que la materia no podía estar formada por partículas más pequeñas que los átomos.

1.2.2 Modelo atómico de Thomson : es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón, El propuso que los electrones, que eran partículas de carga negativa, se distribuían en una masa de carga

positiva de manera muy similar a las pasas en un pastel, quedando el átomo eléctricamente neutro. El físico inglés realizó una serie de tres experimentos con tubos de rayos catódicos, en su tercera prueba Thomson llegó a conclusiones avanzadas, llamando “corpúsculos” a las partículas que procedían del interior de los átomos de los electrodos, formando los rayos catódicos. Un tubo catódico era un tubo de vidrio vacío cerrado, al que se le extraía el aire y se le introducía un gas a una presión reducida. Tras esta observación, llegó a la conclusión de que los átomos son divisibles. Hace predicciones incorrectas sobre la distribución de la carga positiva en el interior de los átomos. Las predicciones del modelo de Thomson resultaban incompatibles con los resultados del experimento de Rutherford, que sugería que la carga positiva estaba concentrada en una pequeña región en el centro del átomo, que es lo que más tarde se conoció como núcleo atómico.

1.2.3 Modelo atómico de Rutherford : en 1910, Ernest Rutherford, quiso poner a prueba el modelo atómico postulado por Sir Joseph Thomson, el cual consistió en que hacer pasar un rayo de partículas alfa (partículas cargadas positivamente) a través de una lámina de oro extremadamente delgada. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extra nuclear se encuentran los electrones de carga negativa. El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza" (luego denominada periferia), constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo" muy pequeño; que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo. Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. La falla del modelo de Rutherford radica en el planteamiento de que toda partícula eléctrica, separada de su posición de equilibrio, vibra con una frecuencia determinada, originando la emisión de una onda electromagnética. Esta vibración disminuye cuando pierde energía, hasta quedar en reposo, por lo que la fuerza centrífuga se anula, ocasionando un choque entre el electrón y el núcleo.

1.3 Justificar el modelo atómico de Bohr (fechas aproximadas) basado en los espectros de líneas de Palmer y la teoría cuántica de Planck.

Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905. Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. Para Bohr, la razón por la cual los electrones que circulan en los átomos no satisfacen las leyes de la electrodinámica clásica, es porque obedecen a las leyes de la mecánica cuántica. Sin duda, giran en torno del núcleo atómico, pero circulan únicamente sobre órbitas tales que sus impulsos resultan determinados por múltiplos enteros de la constante de Planck.

1.4 Enunciar los postulados del modelo atómico de Bohr.I. El electrón gira alrededor del núcleo del átomo en una órbita

circular. Las órbitas electrónicas son estacionarias y el electrón cuando se mueve en ellas, no radia energía. La causa de que el electrón no irradie energía en su órbita es, de momento, un postulado, ya que según la electrodinámica clásica una carga con un movimiento acelerado debe emitir energía en forma de radiación.

II. El impulso angular del electrón, L [L= r x p = r x (m· v); para una órbita circular, es L = rmv ] está cuantizado, lo que significa que de las infinitas órbitas que podría tener, sólo son posibles las que cumplen que el impulso angular es un múltiplo entero de h/2p (h es la constante de Plank).

III. El electrón solo emitirá energía cuando estando en una de estas órbitas pase a otra de menor energía. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Planck tiene una energía.

1.4 Establecer las deficiencias del modelo atómico de Bohr.A. El primero de los problemas es que esta teoría solo puede

aplicarse a átomos hidrogenoides, es decir que solamente tengan un electrón en su corteza.

B. La principal fue suponer que los electrones están en órbitas establecidas. Con el tiempo se encontró que no se puede determinar con tanta precisión la ubicación de partículas tan pequeña, por lo tanto los electrones no están en órbitas fijas, sino que en realidad es muy probable que se encuentren en ciertas regiones, denominadas orbitales.

C. Por otra parte en el modelo atómico de Bohr se encuentran conviviendo de forma un tanto artificial la Mecánica Clásica y la Mecánica Cuántica. esto hace que los nuevos números cuánticos que van apareciendo lo hacen un poco forzados por los resultados experimentales.

Modelo atómico moderno o actual.

1.5Justificar los hechos en que está basado el modelo actual: dualidad onda partícula y principio de incertidumbre.

1.5.1 Dualidad Onda partícula: Según la hipótesis de De Broglie, cada partícula en movimiento lleva asociada una onda, de manera que la dualidad onda-partícula puede enunciarse de la siguiente forma: “una partícula de masa m que se mueva a una velocidad v puede, en condiciones experimentales adecuadas, presentarse y comportarse como una onda de longitud de onda, λ”. La relación entre estas magnitudes fue establecida por el físico francés Louis de Broglie en 1924. Como partículas pueden presentar interacciones muy localizadas y como ondas exhiben el fenómeno de la interferencia. Actualmente se considera que la dualidad onda-partícula es un “concepto de la mecánica cuántica según el cual no hay diferencias fundamentales entre partículas y ondas: las partículas pueden comportarse como ondas y viceversa”. (Stephen Hawking, 2001).

1.5.2 Principio de Incertidumbre: propuesta por el alemán Werner K. Heisenberg, el cual afirma que es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula. Esto significa, que la precisión con que se pueden medir las cosas es limitada, y el límite viene fijado por la constante de Planck.

1.6 Definir orbital atómico en términos de probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo.

Un orbital atómico, se puede decir que es una zona del espacio donde hay una gran probabilidad, casi mayor del 90%, de encontrar al electrón, lo que supone poder considerar al electrón o electrones, como una nube indefinida cargada que gira entorno al núcleo, donde hay mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de encontrar al electrón, es mayor. Un orbital también puede representar la posición independiente del tiempo de un electrón en una molécula, en cuyo caso se denomina orbital molecular.