Principios Fundamentales de la Química: Leyes, Modelos Atómicos y Propiedades

Leyes Fundamentales de la Química

Ley de Lavoisier

En toda reacción química, la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa de los productos de la reacción.

Ley de Proust

La proporción entre las masas en que dos o más elementos se combinan para formar un cierto compuesto es siempre constante e independiente del procedimiento para formarlo.

Ley de Dalton

Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa del otro, para dar diferentes compuestos, están en una relación de números enteros sencillos.

Teoría Atómica de Dalton

• Los elementos están formados por átomos (partículas separadas e indestructibles).
• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades, mientras que los de distintos elementos tienen masa y propiedades diferentes.
• Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en relación numérica sencilla.
• Los átomos de un determinado compuesto son idénticos en masa y propiedades.

Ley de Gay-Lussac

Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

Hipótesis de Avogadro

Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas.

Mol

Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12. La masa en gramos de un mol es numéricamente igual a la masa atómica.

Ley de los Gases Ideales

P.V = n R T (Kelvin). El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura y al número de moles, e inversamente proporcional a la presión.

Concentración

Proporción en la que se encuentran los componentes de una disolución.

• % Masa: (masa de componente / masa de disolución) x 100
• % Volumen: (volumen de componente / volumen de disolución) x 100
• Molaridad: moles de componente / litros de disolución
• Molalidad: moles de componente / kg de disolvente
• Fracción Molar: moles de componente / moles totales

Disolución Saturada

Es aquella que, a una temperatura determinada, ya no disuelve más soluto. La concentración de la disolución saturada a una temperatura determinada se denomina solubilidad.

Modelos Atómicos y Propiedades Periódicas

Modelo Atómico de Thomson (El Electrón)

Utilizando tubos de descarga de gases, Thomson ideó el primer modelo atómico (descubrió el electrón). Propuso que el átomo no debe considerarse como una partícula indivisible, sino que está formado por cargas negativas (electrones).

Modelo Atómico de Rutherford (El Protón)

Goldstein descubrió el protón, partícula subatómica con carga positiva. Rutherford empleó partículas alfa para determinar la estructura interna de la materia, observando que:

• La mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse.
• Algunas partículas (0,1%) se desviaban de su trayectoria inicial.
• Otras partículas (1 de cada 20000) eran rechazadas por la lámina.

Modelo Nuclear del Átomo (Rutherford)

• El átomo está formado por un núcleo y una corteza.
• En el núcleo se aloja la carga positiva (protones) y casi la totalidad de la masa.
• La corteza está formada por los electrones que giran alrededor del núcleo.

Isótopos

Átomos con las mismas propiedades químicas pero diferente masa.

El Neutrón

Partícula neutra que reside en el núcleo junto con los protones.

Magnitudes Atómicas

• Número Atómico (Z): Indica el número de protones en el núcleo y define el elemento.
• Número Másico (A): Indica el número de neutrones y protones en el núcleo y determina el isótopo del elemento.

Modelo Atómico de Bohr

Basándose en las ideas de Planck, Bohr propuso que:

1. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares determinadas o estables sin emitir energía.
2. Cada órbita representa un nivel de energía que aumenta según nos alejamos del núcleo.
3. Solo se libera energía en forma de radiación cuando un electrón cae de una órbita exterior a otra más próxima al núcleo.

Principio de Exclusión de Pauli

Un electrón en un átomo está definido por 4 números cuánticos, y no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los 4 números cuánticos iguales.

Modelo Mecánico-Cuántico

Expuesto por Heisenberg y Schrödinger en 1925. Aspectos característicos:

• Dualidad Onda-Partícula: De Broglie propuso que las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias.
• Principio de Indeterminación: Heisenberg estableció que es imposible situar a un electrón en un punto exacto del espacio.

Se introduce el concepto de orbital, región del espacio donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.

• Número Cuántico Principal (n): Nivel de energía del electrón, tamaño del orbital (valores del 1 al 7).
• Número Cuántico Secundario/Azimutal (l): Subnivel de energía, forma del orbital (valores de 0 a n-1).
• Número Cuántico Magnético (m): Orientación espacial del orbital (valores de -l a +l).
• Número Cuántico de Espín (s): Sentido del giro del electrón sobre su propio eje (-1/2 y +1/2).

Propiedades Periódicas

Radio Atómico

Semilongitud de un enlace entre dos átomos de un mismo elemento en una molécula. Aumenta de arriba abajo en un grupo y disminuye de izquierda a derecha en un periodo.

Radio Iónico

El tamaño de un átomo es mayor que el de sus cationes y menor que el de sus aniones.

Energía de Ionización

Energía necesaria para quitar un electrón a un átomo. Disminuye de arriba abajo en un grupo y aumenta de izquierda a derecha en un periodo.

Electroafinidad

Energía liberada cuando un átomo gana un electrón. Varia de forma similar a la energía de ionización.

Electronegatividad

Tendencia de un átomo a atraer electrones en un enlace covalente. Varia de forma similar a la energía de ionización.