Enlace metálico

Los modelos del enlace iónico y covalente no explicaban las propiedades de los metales: resistencia mecánica, conducción de la electricidad, etc. Por ello fue preciso idear un nuevo modelo coherente con el comportamiento de estos elementos. Fue Hendrik Antoon Lorentz (1853-1928), físico holandés, quien elaboró una teoría al respecto, que más tarde justificaría el físico alemán Arnold Sommerfeld (1868-1951). Los átomos metálicos tienden a ceder sus electrones de la capa de valencia para convertirse en iones positios, más estables desde un punto de vista energético. Para ello, se forman enlaces covalentes resonantes entre átomos próximos. El resultado es la formación de iones metálicos positivos que se orientan formando una estructura cristalina, inmersa en una nube de electrones o «gas electrónico» que mantiene la neutralidad del conjunto. Los electrones deslocalizados justifican la conducción de la corriente eléctrica.

Propiedades generales de los metales

• 1. Tienen brillo metálico.

• 2. Son buenos conductores del calor y la electricidad debido a que los electrones de valencia se encuentran deslocalizados.

• 3. Tienen, en general, elevados puntos de fusión y de ebullición.

• 4. Poseen, generalmente, gran resistencia mecánica y son maleables y dúctiles.

Enlace de hidrógeno

El enlace no sólo se produce entre átomos, sino que también se realiza, aunque más débilmente, entre moléculas. Un ejemplo de ello lo tenemos en el enlace de hidrógeno o de puente de hidrógeno.

Cuando este elemento se encuentra unido covalentemente a un átomo electronegativo se produce una polaridad en el enlace que le confiere un porcentaje de carácter iónico. El hidrógeno queda con una densidad de carga positiva, y es atraído por un par de electrones no compartidos, de un átomo electronegativo, con lo que se produce el enlace. Este último átomo debe tener un volumen pequeño para que su densidad de carga sea grande y pueda ejercer la atracción electrostática requerida por un átomo de hidrógeno. Es el caso del flúor, el oxígeno y el nitrógeno. El cloro, por ejemplo, debido a su gran volumen, nunca podrá participar en este tipo de enlace.

Propiedades generales de los enlaces cíe hidrógeno

• 1. Los enlaces de hidrógeno se encuentran en gases como el fluoruro de hidrógeno, líquidos como el agua y sólidos como el hielo.

• 2. Comparados con otras moléculas covalentes que no tienen este enlace adicional, tienen los puntos de fusión y de ebullición anormalmente elevados. Así, el agua (H₂0) es líquida a temperatura y presión ordinarias, y el sulfuro de hidrógeno (H₂S), que por tener grande el átomo de azufre no forma puentes de hidrógeno, es gaseoso en las mismas condiciones.

Fuerzas intermoleculares

Acabamos de estudiar un tipo de fuerza intermolecular como es la relativa al enlace de puente de hidrógeno. En el artículo de enlace covalente hemos visto la polaridad de algunas moléculas: no es de extrañar que los polos de signos opuestos se atraigan entre sí originando una fuerza intermolecular llamada dipolo-dipolo. Otro tipo de fuerzas intermoleculares son las de London. Se originan cuando, momentáneamente, se produce un dipolo en un átomo que induce otro dipolo en un átomo contiguo, y así sucesivamente. Estos tres tipos de fuerzas intermoleculares de corto alcance reciben, en conjunto, el nombre de fuerzas de Van der Waals.

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No siempre es posible, entre átomos, una transferencia de electrones tan obvia como en el caso de los compuestos iónicos, pues únicamente se efectúa entre elementos de muy distinta electronegatividad. ¿Cómo explicarse, por ejemplo, el enlace en la molécula de cloro, que es diatómica, si ambos átomos tienen la misma electronegatividad? ¿Dónde radica la fuerza de enlace? Gilbert Newton Lewis (1875-1946) profesor en la universidad de California, pudo responder estas preguntas proponiendo el modelo siguiente: Si consideramos que el cloro tiende a poseer la configuración electrónica de gas noble, podemos pensar que se produce la transferencia de un electrón de un átomo a otro, de forma recíproca, compartiendo ambos estas cargas. Los electrones del enlace se encuentran, la mayor parte del tiempo, en el espacio que separa los dos núcleos, formándose, por consiguiente, una nube de carga negativa entre ellos. La fuerza de enlace queda justificada porque los núcleos positivos se hallan atraídos por esta nube interatómica negativa. Este tipo de enlace recibe el nombre de covalente y es el más habitual en los compuestos químicos.

Polaridad en los enlaces

En el ejemplo anterior, los electrones se hallan compartidos por igual y la molécula no experimenta polarización. En cambio, existen moléculas formadas por enlaces covalentes entre átomos de distinta electronegatividad, donde se produce cierta separación de cargas porque el átomo más electronegativo atrae con más fuerza los electrones del enlace. Se obtiene una molécula polar. El grado de polaridad de una molécula se conoce con el nombre de momento dipolar.

Enlace covalente coordinado o dativo

Sucede, con bastante frecuencia, que los electrones del enlace, aun siendo compartidos por dos átomos, únicamente son aportados por uno de ellos. Este tipo de enlace covalente se conoce con el nombre de coordinado o dativo.

Enlaces covalentes múltiples

Entre dos átomos pueden compartirse más de un par de electrones, con lo que se obtiene un enlace covalente múltiple. Si se comparten dos pares de electrones se dice que están unidos por un enlace covalente doble. Si están ligados con tres pares de electrones, se trata de un enlace covalente triple.

Resonancia

Existen moléculas poliatómicas a las que no es posible asignarles una única estructura electrónica. Se pueden representar mediante varias notaciones sin que ninguna de ellas justifique, de forma satisfactoria, las propiedades observadas experimentalmente. Se conoce con el nombre de resonancia al estado que representa una fórmula intermedia entre todas las posibles. La representación de ese estado intermedio se llama híbrido de resonancia.

Propiedades de las sustancias covalentes

• 1. Al ser dirigido y localizado entre los átomos, el enlace es muy fuerte, por lo que las moléculas son las mismas en cualquier estado, sólido o gaseoso.

• 2. Si las moléculas no son polares, la atracción entre ellas es débil, y por ello estas sustancias son gases o líquidos a temperatura ambiente. Únicamente serán sólidas si sus moléculas constan de numerosos átomos.

• 3. No son conductoras del calor ni de la electricidad debido a que los electrones sólo tienen movilidad en el enlace.

• 4. Generalmente son solubles en disolventes no polares.

• 5. Los puntos de ebullición de las sustancias covalentes son mucho menores que los de las de enlace iónico. En ocasiones, como en el caso del diamante o del cuarzo, los átomos forman cristales atómicos que resultan tener una dureza y un punto de fusión muy elevados.

Consideraciones finales

Los enlaces covalente e iónico no se dan, generalmente, en forma pura, como se ha explicado. Los compuestos jónicos se caracterizan porque sus iones, al encontrarse muy próximos, se atraen mutuamente por fuerzas eléctricas y se produce cierta compartición de electrones que asigna al enlace un relativo carácter covalente. Al propio tiempo, las sustancias covalentes polares adquieren un cierto carácter iónico al producirse un desplazamiento de la carga eléctrica en el enlace. Por tanto, podemos decir que la mayor parte de las sustancias tienen un porcentaje de carácter iónico y otro covalente en función de la electronegatividad que posean sus átomos. Si bien estas consideraciones responden numerosas cuestiones, quedan algunas sin resolver. Existe la teoría del orbital molecular, mucho más general, que salva esta dificultad; pero su estudio corresponde a un nivel superior.

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Estudiada la composición del átomo, cabe preguntarse: ¿cómo y por qué se unen los átomos para formar moléculas?, ¿por qué la molécula de hidrógeno es diatómica y la de ozono triatómica?, ¿por qué motivo los gases nobles y los metales en estado de vapor están constituidos por átomos aislados?, ¿a qué se debe que el fluoruro sódico, fundido o en solución, sea conductor de la electricidad...? Para contestar éstas y otras muchas preguntas, es necesario plantear un modelo de enlace que esté de acuerdo con los resultados experimentales.

La atracción que se produce entre los átomos que se unen se llama enlace químico. La fuerza que mantiene estable dicha unión, llamada fuerza de enlace, es de naturaleza eléctrica. Una explicación del enlace radica en suponer que los átomos, provistos de una corteza formada por electrones que giran alrededor de un núcleo diminuto, pueden colisionar con suficiente energía para que se realice una transferencia de electrones entre ellos que rompa su neutralidad eléctrica y origine la correspondiente atracción eléctrica que los mantendrá unidos.

De este modo se consigue que la suma de los contenidos energéticos de cada átomo sea inferior a la suma de los contenidos energéticos de estos átomos aislados. Prueba de ello es el desprendimiento de energía que se observa cuando se forma un compuesto a partir de sus elementos. Esta energía es la misma que hay que suministrar para romper los enlaces (energía de enlace).

Cuando se produce esta unión, tanto los núcleos como sus respectivas capas electrónicas quedan afectados de alguna manera. Resulta lógico que sea así, porque al aumentar o disminuir el número de cargas eléctricas se produce, en cada átomo, una variación de su volumen que afecta a toda la corteza y, necesariamente, al núcleo positivo. Ahora bien, lo más importante para comprender el enlace químico son los electrones que intervienen, electrones de valencia, que proceden de la última capa, llamada capa de valencia, y tienden a adquirir la configuración de gas noble, mucho más estable.

Enlace iónico o electrovalente

Consideremos, por ejemplo, la notación electrónica del átomo de cloro: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵; se observa que le falta un electrón para adquirir la estructura del argón: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶. El halógeno tenderá a captar esa carga para adquirir la configuración de gas noble. En cambio, el átomo de sodio, por ejemplo, con notación 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹, puede ceder, con relativa facilidad, el electrón solitario de su tercer nivel y transformarse en un ion positivo con la estructura del neón: 1s² 2s² 2p⁶.

Así se comprende que el sodio y el cloro reaccionen violentamente, porque se producen iones cloro y sodio —muy estables— que se orientan en el espacio de manera que compensan las atracciones y repulsiones eléctricas, formando un cristal iónico. El número de electrones que gana o pierde un átomo para transformarse en ion se llama valencia iónica o electrovalencia. Así, las valencias del cloro y del sodio son -1 y +1, respectivamente. Estos compuestos no forman moléculas individuales, pero sin embargo se les asigna una fórmula representativa, que en el ejemplo es NaCl (cloruro de sodio).

Propiedades generales de los compuestos iónicos

• Son sólidos de elevados puntos de fusión y ebullición, si los comparamos con los compuestos orgánicos.
• En estado fundido o en disolución, son buenos conductores de la corriente eléctrica.
• Son frágiles.
• No se disuelven en disolventes no polares, pero son muy solubles en disolventes polares.

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En el artículo anterior “Estructura atómica: la corteza” vimos la introducción al tema. A continuación, profundizaremos más sobre el mismo.

En 1925 el físico austríaco nacionalizado norteamericano Wolfgang Pauli (1990 – 1958). Discípulo de Sommerfeld, y posteriormente de Bohr, planteó la necesidad de establecer un cuarto número cuántico que se podía interpretar suponiendo que en cada subnivel energético podrían existir únicamente dos electrones, uno girando en la dirección de las agujas del reloj y el otro en sentido contrario. Con ello, en cualquier átomo, no podrían existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales (principio de exclusión de Pauli). Admitiendo esta idea, era posible situar los electrones de los distintos elementos en niveles y subniveles. Si se considera que las propiedades químicas de los elementos son función de los electrones del nivel mas externo, quedaba justificado el sistema periódico de los elementos. Los de la primera columna se caracterizarían por tener un solo electrón en la ultima capa, los de la segunda dos, etc.

Poco tiempo después, los físicos neerlandonorteamericanos Goudsmit y Uhlenbeck observaron que las rayas espectrales de los metales alcalinos eran dobles, al obtener los espectros correspondientes mediante un espectroscopio de alta resolución. Este fenómeno se explica suponiendo que el electrón gira sobre sí mismo, además de girar alrededor del núcleo, comportándose como un pequeño imán cuyo campo magnético puede tener un sentido igual al opuesto al creado en el movimiento de traslación. En lugar de un solo nivel de energía, existen dos muy próximos. Se confirmaba la existencia del cuarto numero cuántico, que se llamo spin (giro). Demostraron, además, que la unidad de giro del electrón era la mitad de una unidad cuántica. Cada electrón posee un giro de +1/2 o -1/2.

Teoría de De Broglie

La luz puede considerarse de naturaleza ondulatoria, con lo que se pueden explicar los fenómenos de la difracción, interferencias, etc., y también puede interpretarse como de naturaleza corpuscular, lo cual justifica la radiación del cuerpo negro, el efecto fotoeléctrico, etc. En realidad, cometemos un error al intentar clasificar la luz en una u otra categoría, pues pertenece a las dos simultáneamente. Estos dos aspectos son complementarios, por lo que debemos admitir una naturaleza dual onda-partícula. Cometeríamos la misma equivocación si tratáramos de catalogar a un alumno atlético en estudiante o deportista; obviamente se pueden explicar sus buenas calificaciones de química teniendo en cuenta que es estudiante, y sus éxitos en atletismo considerando que es un deportista.

En 1924, el físico francés Louis-Victor De Broglie, basándose en la naturaleza onda-corpúsculo para la luz, sugirió que al ser sorprendentemente simétrica la naturaleza, la materia también debería tener esta dualidad. Estableció la hipótesis de que toda partícula material en movimiento tenía una onda asociada, a la que llamó onda de materia, cuya longitud tendría la misma ecuación aplicable a la luz. Dos años más tarde, los físicos Clinton Joseph Davisson y George Paget Thomson, hijo de J.J. Thomson, demostraron que las láminas metálicas difractaban los electrones exactamente igual que difractan un haz de rayos X, y que la longitud de onda de un haz de electrones cumple la ecuación propuesta por De Broglie. La dualidad onda-corpúsculo es general para todos los cuerpos, aunque para los que poseen un tamaño mucho mayor que las partículas subatómicas resulta despreciable el comportamiento ondulatorio.

Principio de incertidumbre de Heisenberg

El físico alemán Karl Werner Heisenberg pensaba que, en lugar de tratar de explicar las líneas espectrales mediante un modelo visual del átomo, que tantos problemas ocasionaba, era mejor idear una relación matemática que las justificara. Utilizó un sistema matemático al que llamarla mecánica matricial. En 1927, sus cálculos le llevaron a establecer el principio de incertidumbre que lleva su nombre: es imposible realizar una determinación caca de la posición y del momento lineal (masa x velocidad) de una partícula con absoluta certeza. Como un electrón cribe órbitas complicadas alrededor del núcleo y resulta imposible determinar tanto su momento como su posición, cabe pensar solamente en la probabilidad de encontrar el electrón en una posición determinada.

Modelo atómico de Schrödinger

En 1926, el físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961) llegó a los mismos resultados obtenidos por Heisenberg con la mecánica matricial, pero consiguiendo un modelo atómico más visual.

Modificó el modelo de Bohr introduciendo las propiedades ondulatorias que posee el electrón. Con esta idea comprendió que el electrón no vulneraba las leyes de Maxwell y obtuvo una ecuación matemática, ecuación de onda, en la que las órbitas planetarias —imposibles de determinar según Heisenberg— se sustituyen por zonas del espacio, alrededor del núcleo, donde es mayor la probabilidad de encontrar un electrón en un determinado subnivel (orbitales atómicos).

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Al cuerpo capaz de absorber todas las radiaciones que inciden sobre él, Kirchhoff lo llamó cuerpo negro. En la realidad no existe, pues incluso si considerarnos el hollín, que presenta una absorción prácticamente completa a las radiaciones del espectro visible, refleja gran parte de los rayos infrarrojos que recibe. Experimentalmente, puede conseguirse un cuerpo negro efectuando un pequeño orificio en una cavidad cuyas paredes interiores sean negras. Las superficie del orificio es el auténtico cuerpo negro, pues todas las radiaciones que lo atraviesan quedan, después de efectuar algunas reflexiones en su interior, retenidas en ella.

La radiación que emite un cuerpo negro dispersada, por ejemplo, mediante un prisma de fluorita, proporciona un espectro continuo. La distribución de energía radiante, en el espectro, en función de la longitud de onda. En el eje de ordenadas se sitúan las energías emitidas por unidad de superficie y de tiempo, y en el de abscisas, las longitudes de onda. La física clásica decía que la energía radiada debía aumentar a medida que aumenta la frecuencia (disminuye la longitud de onda). En cambio, los resultados experimentales contradecían esta teoría: para longitudes de onda mayores que las correspondientes a los máximos se cumplían las predicciones de la teoría clásica, pero para longitudes de onda inferiores, no. La impotencia para encontrar una explicación a esta paradoja se conoció con el nombre de catástrofe del ultravioleta.

En el año 1900, Max Karl Ernest Planck (1858-19,17), en un trabajo que presentó en la Sociedad Alemana de Física en Berlín, sugirió la aventurada hipótesis de que la energía de las radiaciones electromagnéticas es debida a que los átomos, o agrupaciones de átomos, se comportan como osciladores y que cada uno vibra con una frecuencia determinada, V, de manera que la energía que absorben o emiten es proporcional a esta frecuencia. La emisión o absorción de energía no es continua sino que se realiza mediante determinados paquetes o cuantos de energía cuyo valor es: E = hv, La constante de proporcionalidad, h, se llama constante de Planck y le corresponde el valor 6,6262x10^-14 Joules x segundo. Por consiguiente, la energía de un oscilador atómico sólo puede tener valores múltiplos del cuanto: 0, hv, 2hv, 3hv, 4hv,  etc. Según la idea intuitiva de Planck, la probabilidad de encontrar osciladores con frecuencias altas, de cortas longitudes de onda, es pequeña, ya que la probabilidad de hallar átomos con energías de vibración excesivamente altas es escasa. En lugar de seguir elevándose la curva a la izquierda del máximo, desciende. Con esta hipótesis, dedujo una expresión matemática que correspondía, exactamente, a la forma de las curvas halladas experimentalmente. Había nacido la mecánica cuántica.

Efecto fotoeléctrico

En 1887, Heinrich Rudolf Hertz (1857-1894) descubrió el fenómeno llamado efecto fotoeléctrico. Cuando la luz incidía sobre una placa metálica, podía provocar el desprendimiento de electrones. Cada metal requería una frecuencia mínima de luz por debajo de la cual no se emitían electrones, sin que tuviera importancia la intensidad del haz luminoso incidente. En ciertos metales, un intenso haz de luz roja no era capaz de producir ninguna emisión de electrones, mientras que un haz débil de luz azul podía hacerlo. Este fenómeno era inexplicable para la física clásica, pues, según los conocimientos de la época, la energía del electrón emitido debería depender de la intensidad de luz incidente y no de su frecuencia. Pero en 1905, Einstein, apoyándose en la teoría de Planck, postuló que la luz estaba formada por unos paquetes minúsculos de energía o fotones, cada uno de los cuales poseía una energía hv. El efecto fotoeléctrico era debido a la cesión de energía que efectuaba un linón sobre un electrón del metal. La energía que adquiría este último podía ser suficiente para despegarse de aquél con una determinada energía cinética. Se entendía que, al aumentar la frecuencia de la luz, aumentara la energía de los fotones y, por lo tanto, los electrones podían ser arrancados del metal con mayor frecuencia.

Efecto Compton

El físico norteamericano Arthur Holly Compon (1892-1962) descubrió, en 1923, que cuando un haz de rayos X incide sobre determinados cuerpos ricos en electrones libres, grafito por ejemplo, la energía de los fotones de la radiación se invierte, en parte, en arrancar un electrón y, en parte, en emitir un fotón de mayor longitud de onda y menor energía. El tratamiento matemático aplicado a este fenómeno demuestra, una vez más, la naturaleza corpuscular de las radiaciones electromagnéticas y permite calcular la masa del fotón en movimiento.

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En 1666, Isaac Newton (1642-1727) observó que cuando un haz de luz blanca atraviesa un prisma óptico se obtiene una banda continua de colores consecutivos, ordenados del siguiente modo: rojo, naranja, amarillo, verde, azul, añil y violeta. Demostró que la luz blanca no era más que una combinación de dichos colores. A este conjunto de radiaciones luminosas lo llamó espectro.

En el año 1800, el astrónomo anglogermano William Herschel (1792-1871) descubrió que un termómetro se calentaba al colocarlo en la zona oscura más allá del color rojo. Este hecho se atribuyó a la existencia de un tipo de radiación invisible, a la que se llamó infrarroja. En 1801, William Hyde Wollaston (1766-1828) y Johann Wilhelm Ritter (1776-1810) observaron que, en la zona del espectro invisible ubicada más allá de la franja del color violeta, el cloruro de plata se ennegrecía rápidamente. Se descubrió, de este modo, la existencia de una radiación invisible a la que se llamó ultravioleta.

En 1914, Joseph von Fraunhofer (1787-1826), óptico alemán, descubrió que el espectro solar está cruzado por numerosas franjas oscuras (rayas de Fraunhofer), cuya naturaleza desconocía.

En 1857, el químico Robert Wilhelm von Bunsen (1811-1899) perfeccionó y divulgó un mechero, que anteriormente había usadp Faraday. Se comprobó que, al colocar una sustancia en la llama se producían coloraciones distintas segun fuera la naturaleza del cuerpo que se empleara.

En 1860, Bunsen y su colaborador Gustav Robert Kirchhoff (1824-1887) idearon un aparato para estudiar los espectros de las sustancias incandescentes, el espectroscopio. Descubrieron que, cuando un elemento se quema en la llama del mechero Bunsen, aparecen unas rayas brillantes y coloreadas en su espectro visible. Los espectros obtenidos por sustancias incandescentes, sin que intervenga ninguna sustancia absorbente, se llaman de emisión. Pueden ser continuos, como el logrado con el arco eléctrico o con un filamento incandescente de una lámpara eléctrica, o discontinuos, como es el caso del obtenido con elementos a baja presión y en las condiciones adecuadas. Los espectros de emisión de gases pueden estudiarse cómodamente utilizando un tubo de Geissler.

Kirchhoff observó que cada elemento tenía su espectro de emisión característico, como sí de una huella digital se tratara, y ello le llevó al descubrimiento de dos nuevos elementos, el cesio y el rubidio. Kirchhoff se dio cuenta de que las dos abigarradas líneas correspondientes al espectro de emisión del sodio se encontraban en la misma posición que dos de las líneas oscuras de Fraunhofer. Con el objeto de que la línea oscura fuera neutralizada por una brillante, consiguió que la luz del sodio y la solar pasaran juntas por una ranura. Se sorprendió al comprobar que las líneas oscuras se oscurecían más aún. Concluyó que, cuando la luz pasa por un gas, éste absorbe las longitudes de onda que emitiría en estado de incandescencia. Si el Sol poseía las líneas del sodio ennegrecidas significaba que la luz solar pasaba por vapor de sodio en su viaje hacia la Tierra, de lo cual se concluía que debía de existir vapor de este metal en la atmósfera del Sol. Los espectros que se obtienen a partir de las radiaciones que, procedentes de un foco emisor, han atravesado una determinada materia, se llaman espectros de absorción.

Espectros de rayos X

En 1912, Max Theodor Felix von Laue (1879-1960) demostró, al obtener un espectro de difracción utilizando un cristal -muy delgado- de sulfuro de cinc como red de difracción, que los rayos X eran ondas electromagnéticas de muy corta longitud de onda.

El físico angloaustraliano William Laurence Bragg, a partir del estudio de la difracción que experimentan los rayos X reflejados en la superficie de un cristal, obtuvo espectros, de fondo continuo, con rayas características del metal que constituye el anticátodo en un tubo de Coolidge. Estas rayas se presentan en series semejantes en todas las sustancias. Se les ha dado el nombre de K, L, M, N, etc., según el orden creciente de su longitud de onda. El año 1913, Henry Gwyn-Jeffreys Moseley (1887-1915) demostró que la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación primera (Ka) de cada serie emitida por un elemento que actúa de anticátodo es proporcional a su número atómico. Este descubrimiento permitió la determinación de los números atómicos de los elementos.

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El físico italoamericano Enrico Fermi (1901-1954) se interesó por el neutrón, que, al carecer de carga eléctrica, podía utilizarse para bombardear el núcleo de un átomo sin ser repelido por éste, como sucedía con los rayos ay los protones. No era necesario producir energía para comunicársela al neutrón utilizando un acelerador de partículas. Aún más, descubrió que los neutrones que más posibilidades de penetrar en un núcleo tenían cran los menos energéticos, es decir, los lentos. Por este motivo, hacía pasar a través de agua o de parafina los neutrones obtenidos mediante la reacción nuclear de Chadwick (ver Reacciones nucleares provocadas), para que, al chocar elásticamente con los átomos de estas sustancias, quedaran frenados hasta alcanzar la velocidad normal de las moléculas a la temperatura ambiente. Estos neutrones, llamada térmicos, tienen la ventaja de encontrarse en las proximidades de un determinado núcleo durante una fracción de tiempo mayor que los neutrones rápidos, lo que resultan más fácilmente absorbidos por él.

Fermi pensó que, al incorporarse un neutrón al núcleo de un átomo, debía de producirse una inestabilidad nuclear que provocaría la emisión de una partícula β, obteniéndose así un átomo de una unidad atómica mayor. En 1934 bombardeó con neutrones lentos uranio -número atómico 92- con el objeto de obtener un elemento transuránico de número atómico 93. El resultado fue confuso, pero creyó que había obtenido un nuevo elemento al que llamó uranio X. Posteriormente, el físico de EE. UU. Edwin Mathison McMillan demostraría que, al bombardear el isotopo 238 del uranio con neutrones rápidos, se produce el elemento de número atómico 93, al que denominó neptunio.

Fisión nuclear

En 1938, el químico físico alemán Orto Hahn (1879-1968) demostró que, al bombardear una muestra de uranio con neutrones térmicos, se obtiene bario radiactivo. Sin embargo, el átomo de bario es mucho más ligero que el de uranio, lo cual le llevaría a la conclusión de que el átomo de uranio se había partido por la mitad, se había fisionado. Era algo tan increíble que únicamente se atrevió a comunicarlo a una antigua colega, Lise Meitner, quien publicó, en 1939, la idea de la fisión, que despertó gran interés entre los científicos de la época.

Niels Henrick David Bohr (1885-1962), físico danés, sugirió que el isotopo del unanio-235 era el que experimentaba la fisión. Inmediatamente se comprobó la certeza de esta sugerencia. El físico húngaro nacionalizado norteamericano Leo Szilard demostró que, en cada fisión que experimentaba el átomo de uranio, se liberaban dos o tres neutrones, lo que implicaba la posibilidad de producir una reacción de fisión nuclear en cadena y, consecuentemente, el desprendimiento de una enorme cantidad de energía. Con estos conocimientos resultó posible la fabricación del arma más devastadora de la historia, la bomba atómica.

Al fisionarse, un núcleo de uranio da lugar a otros dos que corresponden a isótopos radiactivos, pero no siempre son los mismos. Se expresa un ejemplo de la fisión del uranio-235 en la reacción:

En lugar de bario y criptón pueden aparecer cesio, yodo, xenón, radón, etc. Otro isótopo fisionable que provoca reacciones en cadena es el plaetonio-239.

Fusión nuclear

Es el fenómeno inverso a la fisión. Consiste en la unión de núcleos ligeros para producir núcleos más pesados. Por ejemplo,

Los núcleos únicamente pueden aproximarse para la fusión si poseen la energía suficiente para vencer de repulsión electrostática nuclear. El núcleo del Sol tiene una temperatura de unos 15 millones de grados centígrados. En estas condiciones, los electrones de los átomos escapan de la atracción nuclear. Se forma una mezcla nota de iones nucleares y electrones llena da plasma. En el interior del plasma, denso y caliente, los núcleos tienen la suficiente energía para chocar y fusionare.

Las reacciones que se realizan a temperaturas superiores al millón de grados centígrados se llaman termonucleares. Es posible realizar una reacción termonuclear empleando una bomba atómica, a modo de chispas, para provocar una reacción de fusión. Es el caso de la bomba de hidrógeno (H), que consiste, en esencia, en una bomba de fisión rodeada de hidrógeno-2 (deuterio) y litio-6. Las reacciones que tienen lugar son:

y

La energía liberada por una reacción de fusión es menor que en la de fisión, aunque el rendimiento de la reacción es mucho mayor en el primer caso que en el segundo.

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En este artículo hablaremos sobre la estructura atómica, recomendamos leer ‘partículas elementales’ para complementar el tema.

Los fenómenos relativos a los rayos catódicos, canales y radiactivos ponían en evidencia que los átomos estaban constituidos por partículas cargadas eléctricamente. Dada la neutralidad del aromo, cabía preguntarse como se encontraban dispuestas en el mismo.

En 1910, Thomson, con el objeto de obtener más información sobre la distribución de las cargas eléctricas en el interior del átomo, irradió con partículas α una finísima lámina de oro (qué, al igual que la plata, el aluminio o el cobre, pueden laminarse en espesores del orden de 10^-6 cm). Al atravesar el metal, sufrían pequeñas desviaciones respecto a su dirección original, puestas de manifiesto mediante una placa fotográfica. Interpretó el resultado sugiriendo que estas insignificantes desviaciones eran debidas a que las partículas positivas hablan sufrido un pequeño cambio en su trayecto por la existencia de cargas de signo opuesto, los electrones, los cuales debían de encontrarse uniformemente distribuidos en el interior del átomo. Propuso que el átomo podía considerarse como una pequeña esfera de electricidad positiva, dada la elevada masa de los protones, en la que se encontraban incrustados los electrones, de masa insignificante y con carga negativa, en número suficiente para neutralizar la carga positiva.

Modelo atómico de Rutherford

 En 1911, Hans Geiger y Ernest Masada, colaboradores de Rutherford, repitieron la experiencia con el objeto de reproducir los resultados experimenta. de Thomson.

Observaron que la mayoría de las partículas atravesaban el metal experimentando pequeñas desviaciones en su trayectoria —como había indicado Thomson—, pero se sorprendieron al ver que mientras algunas sufrían fuertes desviaciones, otras rebotaban en el metal y volvían hacia atrás, lo cual significaba que habían chocado con un obstáculo extraordinariamente denso.

Rutherford, con estos resultados, planteó un nuevo modelo atómico. El átomo cuaba formado por un núcleo diminuto de elevada densidad másica, con carga eléctrica positiva debido a que, en él, se hallaban concentraban los protones. El resto del volumen atómico estaba vacío, lo cual explicaba que la inmensa mayoría de partículas lo atravesaran sin sufrir apenas desviación. Sólo se desviaban fuertemente las partículas que pasaban cerca del núcleo, debido a las fuerzas de repulsión entre cargas del mismo signo. En la superficie del átomo (corteza), los electrones giran alrededor del núcleo, de forma semejante a como lo hacen los planetas en torno al Sol.

Rutherford, estudiando la desviación que experimentaban las partículas α, llegó a determinar un diámetro para el átomo de 10^-10m, al que le correspondía un diámetro nuclear de 10^-15 m. El diámetro del átomo era unas 100 000 veces mayor que el de su núcleo. Si el núcleo de un átomo tuviera las dimensiones de una pelota de tenis, el átomo completo tendría un diámetro de unos 6 km. Al ser tan pequeño el volumen nuclear, su densidad resulta enormemente grande: 10¹⁴ veces la del agua. Si ésta tuviera la misma densidad que el núcleo atómico, a un litro de agua le correspondería una masa de cien mil millones de toneladas.

Sin embargo, este modelo no explicaba, por ejemplo, que el helio, que posee dos protones en el núcleo y dos electrones en la corteza, tuviera una masa atómica cuatro veces mayor que la del protón. Rutherford supuso que debían existir dos protones y dos electrones adicional. en el núcleo.

Estudios relativos a los espectros de rayos X realizados en 1913 por Moseley hicieron pensar que, en el núcleo, además de hallarse los protones, debían de existir unas partículas sin carga y con masa semejante a la del protón. Estas sospechas se confirmaron al descubrir Chadwick, en 1932, el neutrón. Al número de protones nucleares se le llama número atómico (Z) y coincide con el de electrones corticales en el átomo neutro. La suma del número de protones y neutrones (nucleones) se llama número masico (A).

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Establecidas experimentalmente las leyes ponderales (del latín pondus, que significa peso) de la combinación química, se manifestó, una vez más, la presencia de un orden en la naturaleza. Las reacciones químicas se producen de forma cuantitativa. Una sustancia siempre reacciona con otra u otras guardando una relación constante entre sus respectivos pesos. Pueden combinarse en cantidades grandes o pequeñas, pero siempre se mantiene esa misma proporción.

Para explicar estas relaciones aritméticas, John Dalton supuso que todo elemento debía de estar formado por cantidades de materia concretas, las cuales hacían comprensible la existencia de múltiplos de aquéllas y, por lo tanto, explicaban que sólo unos valores determinados de sus pesos intervinieran en una reacción. Acepto la teoría atómica de Demócrito que consideraba la materia formada por partículas indivisibles (átomos).

El 21 de octubre de 1803, Dalton expuso por primera vez su teoría atómica en una conferencia que pronunció en Manchester, organizada por la Library and Philosophical Society, ante un auditorio de siete personas. No es de extrañar la falta de público, porque Dalton no tenía fama de buen orador, pero su teoría consiguió más divulgación al publicarla, en 1808, en el libro New System of Chemical Philosophy.

Sus postulados son los siguientes:

• Los elementos están formados por átomos, que son partículas materiales indivisibles, indestructibles y que no pueden ser creadas.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales en la masa y las demás cualidades (Dalton los representaba mediante círculos que diferenciaba de distintas formas).
• Los átomos pueden combinarse entre sí, en distintas proporciones numéricas sencillas, formando «átomos compuestos» (a los que hoy llamamos moléculas).
• Todos los «átomos compuestos» de una misma sustancia son iguales en masa y demás cualidades.

Además, la existencia de espacios interatómicos justificaba la compresibilidad de los gases, los cambios de estado y el fenómeno de la dilatación, hechos inexplicables si no se tenía en cuenta la discontinuidad de la materia.

Leyes de combinación de los gases

Dado que resulta más cómodo medir el volumen que ocupan los gases que su peso, es lógico que se estudiara la relación volumétrica con que se combinan los gases. Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), químico y físico francés, enunció en 1808 Las siguientes leyes experimentales, que llevan su nombre:

En cualquier reacción química, los volúmenes de los gases reactantes se encuentran en una relación numérica sencilla.

Existe una relación numérica sencilla entre el volumen de gas resultante y la suma de los volúmenes de los gases reactantes.

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Estudiadas las leyes ponderales de la combinación química, Dalton propuso asignar a cada elemento una masa relativa a la de otro, que se tomaría como unidad. Era preciso saber la proporción de átomos simples que formaban un átomo compuesto, por lo que formuló la teoría llamada «de la máxima simplicidad», consistente en suponer que en cualquier transformación química binaria los átomos se unían uno a uno si formaban un solo compuesto. Caso de ser posibles dos compuestos habría una combinación binaria, otra ternaria, etcétera. Así, supuso que un átomo de oxígeno se combinaba con uno de hidrógeno para formar un «átomo compuesto» de agua, cuya fórmula sería HO. Un ejemplo de la ley de Proust sería que 8,89 g de oxígeno reaccionaban con 1,11 g de hidrógeno; la relación es, por lo tanto:

1,11/8,89 ≈ 1/8. Resultaba que la masa del átomo de oxígeno era 8 veces mayor que la del hidrógeno.

Al considerar la masa del átomo de hidrógeno arbitrariamente como la unidad, se podía asignar una masa relativa al átomo de oxígeno igual a 8. Lamentablemente, este resultado (que no calculó con exactitud) fue erróneo, debido a la equivocada teoría de la máxima simplicidad -que sin duda provocó un retraso en el desarrollo de la química- Dalton no habría incurrido en este error si hubiera comprendido el alcance de las leyes volumétricas de Gay-Lussac, que no aceptó porque no obtuvo resultados concordantes al experimentarlas y porque sus conocimientos relativos a los gases impedían que estas leyes encajaran con su teoría atómica, que tan brillantemente justificaba, por otro lado, las leyes ponderales de la combinación química.

Hipótesis de Avogadro

Amedeo Avogadro (1776-1856), conde de Quaregna y profesor de física de la Universidad de Turín, encontró la forma de conciliar los resultados experimentales de Gay-Lussac con la teoría atómica de Dalton. En 1811 propuso que las partículas de los gases elementales no estaban formadas por átomos simples, sino por agregados de átomos a los que llamó moléculas, palabra que procede del latín moles y que significa «masa». Sugirió, además, que volúmenes iguales de gases diferentes medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, debían tener el mismo número de moléculas. AndréMaric Ampère (1775-1836), químico, físico y filósofo francés, llegó a plantear esta hipótesis en 1814, con independencia de Avogadro.

Los gases elementales están formados por moléculas generalmente diatómicas. Cuando se produce una reacción química se escinden, de manera que sus átomos quedan en libertad y se reagrupan para formar moléculas de compuesto. Estas ideas no fueron aceptadas por la comunidad científica, pues se pensaba que el enlace químico se producía, exclusivamente, por atracciones electrostáticas. Por tanto, resultaba difícil entender que átomos iguales, con la misma carga eléctrica, pudieran atraerse mutuamente para formar una molécula. Tampoco se entendía, aun admitiendo la existencia de moléculas de un elemento, la necesidad de que las mismas fueran diatómicas y no triatómicas o tetraatómicas…

Estas ideas resultaron demasiado avanzadas para su tiempo. Por ello tuvieron que transcurrir 47 años hasta que, en 1858, el químico italiano Stanislao Cannizzaro (1826-1910) explicara tanto su significado como trascendencia.

Cannizzaro, basándose en el principio de Avogadro, estableció un método para obtener masas moleculares relativas de compuestos gaseosos o fácilmente volátiles. De ellas era posible deducir, de manera coherente y con bastante exactitud, las masas atómicas de muchos elementos.

En 1818, Pierre Dulong (17851838) y Alexis Petit (1791-1820) determinaron las masas atómicas de los elementos que no forman compuestos fácilmente volátiles, como es el caso de los metales, hallando la siguiente ecuación empírica: Calor específico x Masa atómica = 6,3 cal • moll^-1 •°C. Así se ponía fin a un período de confusión en el conocimiento de las masas atómicas, que había originado que cada químico de cierto renombre escribiera de manera particular, propia, las fórmulas de los compuestos.

Se tomó el oxígeno como base de pesos de combinación debido a que son muchos los elementos que se combinan directamente con él. En 1961, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada adoptó como unidad de masa atómica la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12, para corregir de este modo una falta de criterio que se planteó al descubrirse los isótopos (del cual en otros capítulos estaremos desarrollando).

Al número que indica la masa atómica de un elemento o la molecular en un compuesto, expresada en gramos, se le llamó mol De la hipótesis de Avogadro, hoy ley, se deduce lo siguiente.

• Un mol de cualquier elemento tiene el mismo número de átomos, o de moléculas si se trata de un compuesto. Este número, conocido como número de Avogadro (N2), se ha podido determinar por varios métodos (en el apartado Electroquímica: Electrolisis se detalla uno de ellos), resultando ser 6,0235.1023 (602.350 trillones).

• Que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal a 0 °C de temperatura y 1 atmósfera de presión, condiciones llamadas normales, es 22,4 litros.

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Hasta la segunda mitad del siglo XVIII, los «químicos» se dedicaban a obtener reacciones químicas, que anotaban y describían con sumo cuidado. Dibujaban los aparatos que utilizaban y explicaban detalladamente las técnicas experimentales. Los tratados resultaban muy curiosos, incluso interesantes, pero estaban desprovistos de leyes que permitieran un estudio organizado de los procesos químicos.

Antoine Laurent Lavoisier -que nació en París en 1743 y murió guillotinado en una plaza pública de su ciudad natal el 8 de mayo de 1794, en la época del Terror que se produjo durante la Revolución Francesa-, fue quien puso fin a esta falta de sistematización. Impuso el método científico a su trabajo, con lo que contribuyó, de forma notable, al nacimiento de la química como ciencia.

Ley de la conservación de la masa

La aportación de Lavoisier se debe al empleo de la balanza como instrumento fundamental en su trabajo. Demostró, de forma irrefutable, que «en una transformación química, la suma de las masas de las sustancias que reaccionan (reactantes) es la misma que la de las obtenidas (productos)».

Algunos «químicos» anteriores a Lavoisier ya la habían utilizado como hipótesis de trabajo, pero fue él quien la demostró y quien la supo generalizar y difundir.

En 1916, Albert Einstein (1879-1955) publicó su Teoría General de la Relatividad, donde aparece la ecuación E = m.c²; E representa la energía, m la masa y c la velocidad de la luz, que es una constante. De esta sencilla ecuación se deduce algo fantástico: la masa y la energía son de la misma esencia, es decir, la masa se puede transformar en energía y la energía en masa, como se observa en los procesos atómicos. Así pues, la ley de la conservación de la masa no es rigurosamente exacta, pues en las reacciones químicas siempre se pone de manifiesto una determinada cantidad de energía y, por consiguiente, se produce una variación de la masa en el proceso. Sin embargo, en la práctica, la energía puesta en juego en la reacción química es equivalente a una cantidad de masa totalmente inapreciable, por lo que sigue siendo válida la ley de Lavoisier, si exceptuamos los procesos nucleares.

Una sencilla experiencia permite comprobar la ley de la conservación de la masa: se pesa un tubo de ensayo con una solución transparente de nitrato de plomo. El tubo dispone de un tapón colocado de manera que queden aislados, entre éste y una gasa, unos cristales de yoduro potásico. Se obtiene el mismo peso que cuando al invertir el tubo se pone en contacto la solución con el sólido. Aparece un precipitado de color amarillo, debido a la obtención de yoduro de plomo en la reacción espontánea que se produce.

Ley de Proust o de las proporciones definidas

El químico francés Louis Joseph Proust (1754-1826), siguiendo la técnica de Lavoisier de cuantificar mediante pesadas las reacciones químicas, demostró en 1801 que «cuando varios elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen en una relación de pesos fija».

Ley de Dalton o de las proporciones múltiples

John Dalton (1766-1844), profesor de química y física en Manchester, enunció en el año 1803 la ley que lleva su nombre: «Las cantidades variables de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar dos o más compuestos distintos, se encuentran en una relación numérica sencilla».

Ley de Richter o de las proporciones recíprocas

Jeremías Benjamín Richter (17621807), químico alemán, descubridor del elemento metálico indio, no enunció personalmente la ley de las proporciones recíprocas, pero se le atribuye la frase «Dios ordenó todo según peso y medida», lo cual demuestra que siguió fielmente el método científico señalado por Lavoisier. Es considerado el fundador de la Estequiometría, que estudia las relaciones, en peso y volumen, existentes entre las sustancias que intervienen en una reacción química. Sólo expuso un caso particular de la ley de las proporciones recíprocas, pero con el mérito de ser anterior a la ley de Dalton, cuyo enunciado es como sigue: «Si dos elementos A y B reaccionan con una misma cantidad de otro C, al reaccionar entre sí los dos primeros lo harán en las mismas cantidades con que reaccionaron con C o en múltiplos sencillos de aquéllas».

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Hay conceptos que no se pueden definir, y el de materia es uno de ellos. Sin embargo, todos tenemos en la mente qué es la materia, porque generalmente se puede ver y tocar. Podemos decir que se caracteriza por ocupar un volumen y poseer masa.

No debe confundirse el concepto de materia con el de masa. Dos cuerpos diferentes que tengan la misma masa no están necesariamente formado por la misma clase de materia.

La materia es extraordinariamente compleja; pensemos en la gran cantidad de ejemplos de que disponemos: el mundo inanimado, formado por las rocas, los ríos, la atmósfera, etc., y el de los seres vivos, compuesto por los microbios, los insectos, las plantas, el propio ser humano, etc., están formados por materia. Su estudio debe iniciarse clasificándola, y para ello nos basaremos en las características propias que podemos diferenciar en cada tipo de materia. Estas características, a las que llamamos propiedades, pueden ser químicas o físicas.

Propiedades químicas

Se ponen de manifiesto en las reacciones químicas. Así, por ejemplo, el cinc tiene las siguientes propiedades químicas: reacciona con los ácidos clorhídrico y sulfúrico desprendiendo hidrógeno. Reacciona con el oxígeno formando óxido de cinc, etc.

Propiedades físicas

Se caracterizan porque se pueden observar y medir sin que se produzca ningún cambio en la identidad de la materia. Por ejemplo: color, sabor, estado de agregación, densidad, dureza, etc.

Clasificación de la materia

Cualquier materia puede clasificarse en homogénea o heterogénea.

Materia homogénea

Es aquella que posee la misma composición y aspecto en cualquiera de sus partes. Podemos distinguir dos tipos:

Disolución: Es la materia homogénea de composición variable cuyos componentes pueden separarse por métodos físicos. Se caracteriza porque tiene las propiedades del conjunto y no las de sus integrantes. Por ejemplo, al añadir tinta amarilla a la azul, se obtiene otra de color verde; es decir, la nueva solución posee la propiedad física del color diferente a la de sus componentes. Lo mismo podríamos decir de su densidad, punto de ebullición, etc.

Sustancia pura: Se caracteriza por tener una composición fija, sea cual fuere su procedencia. Así, por ejemplo, el agua obtenida mediante la destilación del agua de mar y la de la lluvia purificada, tienen la misma composición e idénticas propiedades químicas y físicas. Las sustancias puras que pueden descomponerse en otras más sencillas se llaman compuestos químicos. Se representan por medio de fórmulas químicas, que nos indican las sustancias simples que las componen y la proporción en que intervienen, Actualmente se conocen más de tres millones de compuestos.

Las sustancias puras que no pueden descomponerse en otras más sencillas y que sirven para sintetizar compuestos se llaman elementos químicos. Existen 106 elementos reconocidos, de los cuales 90 son naturales, lo cual significa que se encuentran en la naturaleza en mayor o menor proporción; el resto son artificiales y tienen un interés fundamentalmente científico. Los elementos se representan mediante símbolos químicos y se encuentran clasificados en la Tabla Periódica. En la práctica, todas las sustancias puras contienen otras en pequeña proporción (impurezas). Por tanto, una sustancia es químicamente pura cuando tiene una exigua cantidad de impurezas.

Materia heterogénea

Es la que está formada por la mezcla de dos o más sustancias puras, de manera que cada una de ellas (llamada fase) conserva su aspecto y sus propiedades. Como ejemplo de mezcla heterogénea podemos citar el granito, que es una roca plutónica formada por tres fases minerales: cuarzo, feldespato y mica biotita.

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