Uniones químicas

Iones

Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y que el número de cargas positivas del primero es igual al número de electrones de la corteza; de ahí su electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones.
Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo. En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes.

Elementos electropositivos y electronegativos

Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales. Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.
Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los halógenos de fuerte carácter electronegativo.

Electrones de valencia

La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia. La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.
Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad.
Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable.

Valencia electroquimica

Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el ion es monovalente, bivalente,trivalente, etc.

Tipos de enlace

En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:
1. Enlace iónico, si hay atracción electrostática.
2. Enlace covalente, si comparten los electrones.
3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.
4. Enlace metálico, son los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.
Enlace iónico o electrovalente
Fue propuesto por W Kossel en 1916 y se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro. La definición es la siguiente: "Electrovalencia es la capacidad que tienen los átomos para ceder o captar electrones hasta adquirir una configuración estable, formándose así combinaciones donde aparecen dos iones opuestos".
Exceptuando solamente los gases nobles todos los elementos al combinarse tienden a adquirir la misma estructura electrónica que el gas noble más cercano. El átomo que cede electrones se transforma en ion positivo (catión), en tanto que el que los gana origina el ion negativo (anión).
Propiedades generales de los compuestos iónicos
En general, los compuestos con enlace iónico presentan puntos de ebullición y fusión muy altos, pues para separarlos en moléculas hay que deshacer todo el edificio cristalino, el cual presenta una elevada energía reticular.

Enlace covalente normal

Se define de la siguiente manera: "Es el fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten".
Un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo.
Cada par de electrones comunes a dos átomos se llama doblete electrónico. Esta clase de enlace químico se llama covalente, y se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la mayoría de compuestos de carbono.
Cada doblete de electrones (representado por el signo :) Intercalado entre los símbolos de los átomos,indica un enlace covalente sencillo y equivale al guión de las fórmulas de estructura.
En enlace covalente puede ser: sencillo, doble o triple, según se compartan uno, dos o tres pares de electrones.

Enlace covalente coordinado

Se define de la siguiente forma: "Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados. En este caso el enlace se llama covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando queremos simplificar la formula

Enlace metálico

La estructura cristalina de los metales y aleaciones explica bastante una de sus propiedades físicas. La red cristalina de los metales está formada por átomos (red atómica) que ocupan los nudos de la red de forma muy compacta con otros varios.
En la mayoría de los casos los átomos se ordenan en red cúbica, retenido por fuerzas provenientes de los electrones de valencia; pero los electrones de valencia no están muy sujetos, sino que forman una nube electrónica que se mueve con facilidad cuando es impulsada por la acción de un campo eléctrico.

Leyes Químicas

Estructura de un átomo

Atomo,la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra "átomo" se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa "partícula fundamental",por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego "no divisible". El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.
Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en sus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.
Los griegos creían que el átomo era la partícula indivisible de la materia, por eso átomo significa indivisible.

En el siglo XVIII Lavoisier revolucionó la concepción de la química con la ley de la conservación de la masa.
Mas tarde John Dalton y Proust introdujeron la idea de la materia como la unión de miles de partículas indivisibles.
La teoría de Bohr incluso perfeccionada por Sommerfeld, solo podía aplicarse al átomo de hidrógeno y a iones con un solo electrón. Para intentar explicar los aspectos de los demás átomos se modifica la teoría de Bohr imaginando un modelo adecuado de órbitas y electrones que se mueven en ellas, el cual se conoce como modelo vectorial del átomo.

Ley de la conservación de la materia

La masa de un sistema permanece in variable sea cual sea la transformación que sufra dentro de él; esto es, en términos químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos resultantes de la reacción. Esta ley se considera enunciada por Lavoisier, pues si bien era utilizada en las teorías de trabajo por químicos anteriores a él, se debe a Lavoisier su confirmación y generalización.
Un ensayo riguroso de esta ley fue elaborado por Landau (fundador de las tablas químico - físicas constantes de Landau - Brönsted) entre 1893 y 1909. No encontrándose diferencia alguna entre el sistema antes y después de verificarse la reacción.
La ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta. En la física actual la materia y la energía son la misma esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por lo tanto una masa, si no que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra forma distinta de energía.
Esta ley dice que la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.
Cogemos 1,5 gramos de AgNO3 y lo disolvemos el agua, lo ponemos en contacto con cobre y se crea Ag, que pesa 0,88. Luego esta a esta plata se le añade HNO3 y se vuelve a crear AgNO3 que ahora debería pesar 1,5 g, pero al haber perdido un poco en los pasos anteriores, por ejemplo impregnada en la barilla oxidación que se haya caído del vaso, pesa 1,46g. Ahora este AgNO3 se mezcla con 1g NaCl y se forma un sólido,se filtra y la disolución se deja evaporar, se pesan las dos sustancias y al sumarlas tiene que dar 2,5g, uno de NaCl y 1,5 de AgNO3 pero al haber perdido otra vez sólo pesa 2,44g. Si la practica se hubiera realizado perfectamente pesaría mas, porque en los primeros pasos se ha arrastrado un poco de cobre.

2 AgNO3 + Cu ® 2Ag + CuNO3
Ag + HNO3 ® HNO2 + AgNO3
AgNO3 + NaCl ® AgCl + NaNO3

Ley de las proporciones definidas

Dos substancias que reaccionan para dar una tercera se combinan en una reacción constante.
También llamada ley de la composición constante, establecida por Proust en 1801, según la cual cuando dos o más elementos se combinan pare formar un determinado compuesto, lo hacen en una reacción de peso invariable.

Joseph Louis Proust:

Nacido en 1754 y muerto en 1826, químico francés, conocido por haber formulado la ley química de las proporciones definidas, llamada algunas veces ley de Proust. Nació en Angers y se estableció en París. En 1789 se trasladó a España, donde ejerció la enseñanza y dirigió un laboratorio bajo la protección de Carlos IV. Regresó a Francia en 1808 y vivió retirado el resto de su vida. Su ley de las proporciones definidas establece que los elementos de un compuesto están todos presentes en una proporción fija en masa, independientemente de cómo se prepare el compuesto. Proust incluyó la ley en un ensayo que publicó en 1794. Sin embargo, esta ley no fue aceptada totalmente hasta que el químico sueco Jöns Jacob Berzelius le dio crédito en 1811. Proust también descubrió el azúcar de uva, lo que hoy se denomina glucosa. En 1816 fue elegido miembro de la Academia Francesa de Ciencias.

La ley de las proporciones definidas, puede servirnos como ejemplo de la aplicación del método científico. Observamos, por ejemplo, que en contacto con el aire el hierro se corroe y otros metales, como e zinc y el aluminio se transforman a su vez en substancias distintas. Estos hechos nos permiten elaborar esta conclusión general: "bajo la acción del aire los metales se corroen".
La siguiente etapa consiste en estudiar la naturaleza de los productos de la reacción de corrosión. Si se deja transformas por completo un peso conocido de hierro, hayamos que el producto tiene una masa mayor que el hierro primitivo. Lo mismo ocurre con el cinc oxidación el aluminio corroídos, oxidación sea, algo se ha agregado al metal para corroerlo.
La ley de las proporciones definidas no fue inmediatamente aceptada por Berthollet (colaborador de Lavoisier en la nueva nomenclatura química), el cual, al establecer que algunas reacciones químicas son limitadas, defendía la idea de que la composición de los compuestos era variable. Después de numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de Proust. No obstante, ciertos compuestos sólidos muestran una pequeña variación en su composición por lo que reciben el nombre de <>. Los compuestos de composición fija y definida reciben el nombre de <> en honor a John Dalton.

Ley de las proporciones múltiples

La ley de Proust no impide que dos o mas elementos se unan en distintas proporciones para formar de acuerdo con dicha ley distintos compuestos. Así por ejemplo el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones distintas formando dos óxidos de cobre que contienen 79,90% y 88,83% de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, se obtiene en cada caso:
Las dos proporciones son, aproximadamente, una el doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar el óxido están en la relación de I es igual a II.
En la investigación de otros casos en los que dos elementos se unen en varias proporciones se obtienen resultados análogos, por lo que puede enunciarse la siguiente generalización: "Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fijada de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos.
Este enunciado constituye la ley de las proporciones múltiples formulada por John Dalton (Fundador de la teoría atómica), en 1803 como resultado su teoría atómica y establecida definitivamente para un gran número de compuestos por Bercelius.

Teoría atómica de Dalton

A través de todas la teorías anteriores John Dalton dedujo su teoría atómica.
John Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a John Dalton como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas. Las investigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace químico, por lo que el agua se simboliza como HOH o H2O.
Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde un punto de vista estrictamente químico, el átomo es la entidad más pequeña que hay que considerar. Las propiedades químicas de los elementos son muy distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar numerosísimos compuestos químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles helio y argón, son inertes; es decir, no reaccionan con otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno, cuyas moléculas son diatómicas (formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes son elementos monoatómicos, con un único átomo por molécula.

John Dalton (1766-1844), químico y físico británico, que desarrolló la teoría atómica en la que se basa la ciencia física moderna. Nació el 6 de septiembre de 1766, en Eaglesfield, Cumberland (hoy Cumbria), hijo de un tejedor. Fue educado por su padre en una escuela cuáquera en su ciudad natal, en donde comenzó a enseñar a la edad de 12 años. En 1781 se trasladó a Kendal, donde dirigió una escuela con su primo y su hermano mayor. Se fue a Manchester en 1793 y allí pasó el resto de su vida como profesor, primero en el New College y más tarde como tutor privado. Murió el 27 de julio de 1844 en Manchester.

Dalton comenzó una serie de observaciones meteorológicas en 1787 que continuó durante 57 años, acumulando unas 200.000 observaciones y medidas sobre el clima en el área de Manchester. El interés de Dalton por la meteorología le llevó a estudiar un gran número de fenómenos así como los instrumentos necesarios para medirlos. Fue el primero en probar la teoría de que la lluvia se produce por una disminución de la temperatura, y no por un cambio de presión atmosférica.

Sin embargo, a la primera obra de Dalton, Observaciones y ensayos meteorológicos (1793), se le prestó muy poca atención. En el año siguiente presentó un ensayo sobre el daltonismo, un defecto que él mismo padecía, en la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester. El ensayo fue la primera descripción de este fenómeno, denominado así por el propio Dalton.
Su contribución más importante a la ciencia fue su teoría de que la materia está compuesta de átomos de diferentes masas que se combinan en proporciones sencillas para formar compuestos. Esta teoría, que Dalton formuló primeramente en 1803, es la piedra angular de la ciencia física moderna. En 1808 se publicó su obra Nuevo sistema de filosofía química. En este libro listaba las masas atómicas de varios elementos conocidos en relación con la masa del hidrógeno. Sus masas no eran totalmente precisas pero constituyen la base de la clasificación periódica moderna de los elementos. Dalton llegó a su teoría atómica a través del estudio de las propiedades físicas del aire atmosférico y de otros gases. En el curso de la investigación descubrió la ley de las presiones parciales de los gases mezclados (conocida como la ley de Dalton), según la cual, la presión ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de la presiones parciales que ejercería cada uno de los gases si él solo ocupara el volumen total de la mezcla.
En 1804 y 1809 fue invitado a impartir unos cursos a la Institución Real de Londres. Fue admitido como miembro de la Sociedad Real en 1822 y se le concedió la medalla de oro de la Sociedad en 1826. En 1830 Dalton se convirtió en uno de los ocho socios extranjeros de la Academia de Ciencias Francesa.

Las leyes ponderadas de las combinaciones químicas encontraron una explicación satisfactoria en la teoría formulada por Dalton en 1803 y publicada en 1808.

La teoría atómica de Dalton consta de tres postulados:

1) Los elementos están constituidos por átomos consistentes en partículas materiales divididas e indestructibles.
2) Los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa y son iguales en todas las demás cualidades.
3) Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. Los átomos de un determinado compuesto son a su vez idénticos en masa y en todas sus propiedades.
Las suposiciones de Dalton permiten explicar fácilmente las leyes ponderables de las composiciones químicas ya que la composición en peso de un determinado compuesto viene determinada por el número y peso de los átomos elementales que integran el átomo del compuesto.

La teoría atómica constituyó sólo una hipótesis de trabajo, muy fecunda en el desarrollo posterior de la química. Pues no fue hasta finales del siglo XIX, cuando entonces fue aceptada al conocerse pruebas físicamente concluyentes de la existencia real de átomos, que eran entidades complejas formadas a partir de partículas más sencillas, y que los átomos de un mismo elemento tenían en muchísimos caso masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de la ideas de Dalton a cerca de la naturaleza de los átomos invalidan, en el campo de la química los resultados brillantes de la teoría atómica.

El átomo: Teoría de Dalton - Ley de Avogadro - Radiactividad

Atomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra "átomo" se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa "partícula fundamental", por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego "no divisible". El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.
Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en sus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.

Teoría de Dalton

John Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas. Las investigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace químico, por lo que el agua se simboliza como HOH o H2O.

Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde un punto de vista químico, el átomo es la entidad más pequeña que hay que considerar. Las propiedades químicas de los elementos son muy distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar numerosísimos compuestos químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles helio y argón, son inertes; es decir, no reaccionan con otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno, cuyas moléculas son biatómicas (formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes son elementos monoatómicos, con un único átomo por molécula.

Ley de Avogadro

El estudio de los gases atrajo la atención del físico italiano Amadeo Avogadro, que en 1811 formuló una importante ley que lleva su nombre. Esta ley afirma que dos volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas si sus condiciones de temperatura y presión son las mismas. Si se dan esas condiciones, dos botellas idénticas,una llena de oxígeno y otra de helio, contendrán exactamente el mismo número de moléculas. Sin embargo, el número de átomos de oxígeno será dos veces mayor puesto que el oxígeno es biatómico.

Masa atómica

De la ley de Avogadro se desprende que las masas de un volumen patrón de diferentes gases (es decir, sus densidades) son proporcionales a la masa de cada molécula individual de gas. Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (u), resulta que el hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079 u, el helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de 22,9898. En ocasiones se habla de "peso atómico" aunque lo correcto es "masa atómica". La masa es una propiedad del cuerpo, mientras que el peso es la fuerza ejercida sobre el cuerpo a causa de la gravedad.
La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a números enteros llevó al químico británico William Prout a sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante, medidas posteriores de las masas atómicas demostraron que el cloro, por ejemplo, tiene una masa atómica de 35,453 (si se asigna al carbono el valor 12). El descubrimiento de estas masas atómicas fraccionarias pareció invalidar la hipótesis de Prout hasta un siglo después, cuando se descubrió que generalmente los átomos de un elemento dado no tienen todos la misma masa. Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se conocen como isótopos. En el caso del cloro, existen dos isótopos en la naturaleza. Los átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen una masa atómica cercana a 35, mientras que los del otro (cloro 37) tienen una masa atómica próxima a 37. Los experimentos demuestran que el cloro es una mezcla de tres partes de cloro 35 por cada parte de cloro 37. Esta proporción explica la masa atómica observada en el cloro.

Durante la primera mitad del siglo XX era corriente utilizar el oxígeno natural como patrón para expresar las masas atómicas, asignándole una masa atómica entera de 16. A principios de la década de 1960, las asociaciones internacionales de química y física acordaron un nuevo patrón y asignaron una masa atómica exactamente igual a 12 a un isótopo de carbono abundante, el carbono 12. Este nuevo patrón es especialmente apropiado porque el carbono 12 se emplea con frecuencia como patrón de referencia para calcular masas atómicas mediante el espectrómetro de masas. Además,la tabla de masas atómicas basada en el carbono 12 se aproxima bastante a la tabla antigua basada en el oxígeno natural.

La tabla periódica

A mediados del siglo XIX, varios químicos se dieron cuenta de que las similitudes en las propiedades químicas de diferentes elementos suponían una regularidad que podía ilustrarse ordenando los elementos de forma tabular o periódica. El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso una tabla de elementos llamada tabla periódica, en la que los elementos están ordenados en filas y columnas de forma que los elementos con propiedades químicas similares queden agrupados. Según este orden, a cada elemento se le asigna un número (número atómico) de acuerdo con su posición en la tabla, que va desde el 1 para el hidrógeno hasta el 92 para el uranio, que tiene el átomo más pesado de todos los elementos que existen de forma natural en nuestro planeta. Como en la época de Mendeléiev no se conocían todos los elementos, se dejaron espacios en blanco en la tabla periódica correspondientes a elementos que faltaban. Las posteriores investigaciones, facilitadas por el orden que los elementos conocidos ocupaban en la tabla, llevaron al descubrimiento de los elementos restantes. Los elementos con mayor número atómico tienen masas atómicas mayores, y la masa atómica de cada isótopo se aproxima a un número entero, de acuerdo con la hipótesis de Prout.

El tamaño del átomo

La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo periodo en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió lograr respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y peso de los diferentes átomos. El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10-10 m (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 x 10-27 kg. (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.

Radiactividad

Una serie de descubrimientos importantes realizados hacia finales del siglo XIX dejó claro que el átomo no era una partícula sólida de materia que no pudiera ser dividida en partes más pequeñas. En 1895, el científico alemán Wilhelm Conrad Roentgen anunció el descubrimiento de los rayos X, que pueden atravesar láminas finas de plomo. En 1897, el físico inglés Sir Joseph John Thomson descubrió el electrón, una partícula con una masa muy inferior al de cualquier átomo. Y, en 1896, el físico francés Antoine Henri Becquerel comprobó que determinadas sustancias, como las sales de uranio, generaban rayos penetrantes de origen misterioso. El matrimonio de científicos franceses formado por Marie y Pierre Curie aportó una contribución adicional a la comprensión de esas sustancias "radiactivas". Como resultado de las investigaciones del físico británico Ernest Rutherford y sus coetáneos, se demostró que el uranio y algunos otros elementos pesados, como el torio o el radio, emiten tres clases diferentes de radiación, inicialmente denominadas rayos alfa (a), beta (b) y gamma (g). Las dos primeras, que según se averiguó están formadas por partículas eléctricamente cargadas, se denominan actualmente partículas alfa y beta. Posteriormente se comprobó que las partículas alfa son núcleos de helio (ver más abajo) y las partículas beta son electrones. Estaba claro que el átomo se componía de partes más pequeñas. Los rayos gamma fueron finalmente identificados como ondas electromagnéticas, similares a los rayos X pero con menor longitud de onda.

El átomo nuclear de Rutherford
El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicos profundizar en el átomo,que según se vio consistía principalmente en espacio vacío. En el centro de ese espacio se encuentra el núcleo, que sólo mide, aproximadamente, una diezmilésima parte del diámetro del átomo. Rutherford dedujo que la masa del átomo está concentrada en su núcleo. También postuló que los electrones, de los que ya se sabía que formaban parte del átomo,viajaban en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga eléctrica positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la carga del núcleo, por lo que el estado eléctrico normal del átomo es neutro.
El átomo de Bohr
Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Neils Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr. Neils Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos,a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los "últimos" electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo, determinan el comportamiento químico del átomo.
Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los tres gases nobles más pesados (criptón, xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestos químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón para que su capa exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos de los que obtienen electrones.
Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva capa antes de que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos en la tabla periódica.
Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente. Ahora se sabe que es imposible determinar exactamente la posición de un electrón en el átomo sin perturbar su posición. Esta incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la posición de un electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una distancia determinada del núcleo. Esta visión del átomo como "nube de probabilidad" ha sustituido al modelo de sistema solar.
Líneas espectrales
Uno de los grandes éxitos de la física teórica fue la explicación de las líneas espectrales características de numerosos elementos. Los átomos excitados por energía suministrada por una fuente externa emiten luz de frecuencias bien definidas. Si, por ejemplo, se mantiene gas hidrógeno a baja presión en un tubo de vidrio y se hace pasar una corriente eléctrica a través de él, desprende luz visible de color rojizo. El examen cuidadoso de esa luz mediante un espectroscopio muestra un espectro de líneas, una serie de líneas de luz separadas por intervalos regulares. Cada línea es la imagen de la ranura del espectroscopio que se forma en un color determinado. Cada línea tiene una longitud de onda definida y una determinada energía asociada. La teoría de Bohr permite a los físicos calcular esas longitudes de onda de forma sencilla. Se supone que los electrones pueden moverse en órbitas estables dentro del átomo. Mientras un electrón permanece en una órbita a distancia constante del núcleo, el átomo no irradia energía. Cuando el átomo es excitado, el electrón salta a una órbita de mayor energía, a más distancia del núcleo. Cuando vuelve a caer a una órbita más cercana al núcleo, emite una cantidad discreta de energía que corresponde a luz de una determinada longitud de onda. El electrón puede volver a su órbita original en varios pasos intermedios, ocupando órbitas que no estén completamente llenas. Cada línea observada representa una determinada transición electrónica entre órbitas de mayor y menor energía.
En muchos de los elementos más pesados, cuando un átomo está tan excitado que resultan afectados los electrones internos cercanos al núcleo, se emite radiación penetrante (rayos X). Estas transiciones electrónicas implican cantidades de energía muy grandes.
El núcleo atómico
En 1919, Ernest Rutherford expuso gas nitrógeno a una fuente radiactiva que emitía partículas alfa. Algunas de estas partículas colisionaban con los núcleos de los átomos de nitrógeno. Como resultado de estas colisiones, los átomos de nitrógeno se transformaban en átomos de oxígeno. El núcleo de cada átomo transformado emitía una partícula positivamente cargada. Se comprobó que esas partículas eran idénticas a los núcleos de átomos de hidrógeno. Se las denominó protones. Las investigaciones posteriores demostraron que los protones forman parte de los núcleos de todos los elementos.
No se conocieron más datos sobre la estructura del núcleo hasta 1932, cuando el físico británico James Chadwick descubrió en el núcleo otra partícula, el neutrón, que tiene casi exactamente la misma masa que el protón pero carece de carga eléctrica. Entonces se vio que el núcleo está formado por protones y neutrones. En cualquier átomo dado, el número de protones es igual al número de electrones y, por tanto, al número atómico del átomo. Los isótopos son átomos del mismo elemento (es decir, con el mismo número de protones) que tienen diferente número de neutrones. En el caso del cloro, uno de los isótopos se identifica con el símbolo 35 Cl, y su pariente más pesado con 37 Cl. Los superíndices identifican la masa atómica del isótopo, y son iguales al número total de neutrones y protones en el núcleo del átomo. A veces se da el número atómico como subíndice, como por ejemplo }Cl.
Los núcleos menos estables son los que contienen un número impar de neutrones y un número impar de protones; todos menos cuatro de los isótopos correspondientes a núcleos de este tipo son radiactivos. La presencia de un gran exceso de neutrones en relación con los protones también reduce la estabilidad del núcleo; esto sucede con los núcleos de todos los isótopos de los elementos situados por encima del bismuto en la tabla periódica, y todos ellos son radiactivos. La mayor parte de los núcleos estables conocidos contiene un número par de protones y un número par de neutrones.
Radiactividad artificial
Los experimentos llevados a cabo por los físicos franceses Frédéric e Irene Joliot-Curie a principios de la década de 1930 demostraron que los átomos estables de un elemento pueden hacerse artificialmente radiactivos bombardeándolos adecuadamente con partículas nucleares o rayos. Estos isótopos radiactivos (radioisótopos) se producen como resultado de una reacción o transformación nuclear. En dichas reacciones, los algo más de 270 isótopos que se encuentran en la naturaleza sirven como objetivo de proyectiles nucleares. El desarrollo de "rompeátomos", o aceleradores, que proporcionan una energía elevada para lanzar estas partículas-proyectil ha permitido observar miles de reacciones nucleares.
Reacciones nucleares
En 1932, dos científicos británicos, Sir John Douglas Cockcroft y Thomas Sinton Walton, fueron los primeros en usar partículas artificialmente aceleradas para desintegrar un núcleo atómico. Produjeron un haz de protones acelerados hasta altas velocidades mediante un dispositivo de alto voltaje llamado multiplicador de tensión. A continuación se emplearon esas partículas para bombardear un núcleo de litio. En esa reacción nuclear, el litio 7 (7 Li) se escinde en dos fragmentos, que son núcleos de átomos de helio. La reacción se expresa mediante la ecuación
Aceleradores de partículas
Alrededor de 1930, el físico estadounidense Ernest Orlando Lawrence desarrolló un acelerador de partículas llamado ciclotrón. Esta máquina genera fuerzas eléctricas de atracción y repulsión que aceleran las partículas atómicas confinadas en una órbita circular mediante la fuerza electromagnética de un gran imán. Las partículas se mueven hacia fuera en espiral bajo la influencia de estas fuerzas eléctricas y magnéticas, y alcanzan velocidades extremadamente elevadas. La aceleración se produce en el vacío para que las partículas no colisionen con moléculas de aire. A partir del ciclotrón se desarrollaron otros aceleradores capaces de proporcionar energías cada vez más altas a las partículas. Como los aparatos necesarios para generar fuerzas magnéticas intensas son colosales, los aceleradores de alta energía suponen instalaciones enormes y costosas.
Fuerzas nucleares
La teoría nuclear moderna se basa en la idea de que los núcleos están formados por neutrones y protones que se mantienen unidos por fuerzas "nucleares" extremadamente poderosas. Para estudiar estas fuerzas nucleares, los físicos tienen que perturbar los neutrones y protones bombardeándolos con partículas extremadamente energéticas. Estos bombardeos han revelado más de 200 partículas elementales, minúsculos trozos de materia, la mayoría de los cuales, sólo existe durante un tiempo mucho menor a una cienmillonésima de segundo.
Este mundo subnuclear salió a la luz por primera vez en los rayos cósmicos. Estos rayos están constituidos por partículas altamente energéticas que bombardean constantemente la Tierra desde el espacio exterior; muchas de ellas atraviesan la atmósfera y llegan incluso a penetrar en la corteza terrestre. La radiación cósmica incluye muchos tipos de partículas, de las que algunas tienen energías que superan con mucho a las logradas en los aceleradores de partículas. Cuando estas partículas de alta energía chocan contra los núcleos, pueden crearse nuevas partículas. Entre las primeras en ser observadas estuvieron los muones (detectados en 1937). El muón es esencialmente un electrón pesado, y puede tener carga positiva o negativa. Es aproximadamente 200 veces más pesado que un electrón. La existencia del pión fue profetizada en 1935 por el físico japonés Yukawa Hideki, y fue descubierto en 1947. Según la teoría más aceptada, las partículas nucleares se mantienen unidas por "fuerzas de intercambio" en las que se intercambian constantemente piones comunes a los neutrones y los protones. La unión de los protones y los neutrones a través de los piones es similar a la unión en una molécula de dos átomos que comparten o intercambian un par de electrones común. El pión, aproximadamente 270 veces más pesado que el electrón, puede tener carga positiva,negativa o nula.
Partículas elementales
Durante mucho tiempo, los físicos han buscado una teoría para poner orden en el confuso mundo de las partículas. En la actualidad, las partículas se agrupan según la fuerza que domina sus interacciones. Todas las partículas se ven afectadas por la gravedad, que sin embargo es extremadamente débil a escala subatómica. Los hadrones están sometidos a la fuerza nuclear fuerte y al electromagnetismo; además del neutrón y el protón, incluyen los hiperones y mesones. Los leptones "sienten" las fuerzas electromagnética y nuclear débil; incluyen el tau, el muón, el electrón y los neutrinos. Los bosones (una especie de partículas asociadas con las interacciones) incluyen el fotón, que "transmite" la fuerza electromagnética, las partículas W y Z, portadoras de la fuerza nuclear débil, y el hipotético portador de la gravitación (gravitón). La fuerza nuclear débil aparece en procesos radiactivos o de desintegración de partículas, como la desintegración alfa (la liberación de un núcleo de helio por parte de un núcleo atómico inestable). Además, los estudios con aceleradores han determinado que por cada partícula existe una antipartícula con la misma masa, cuya carga u otra propiedad electromagnética tiene signo opuesto a la de la partícula correspondiente.
En 1963, los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y George Zweig propusieron la teoría de que los hadrones son en realidad combinaciones de otras partículas elementales llamadas quarks, cuyas interacciones son transmitidas por gluones, una especie de partículas. Esta es la teoría subyacente de las investigaciones actuales, y ha servido para predecir la existencia de otras partículas.
Liberación de la energía nuclear
En 1905, Albert Einstein desarrolló la ecuación que relaciona la masa y la energía, E = mc ², como parte de su teoría de la relatividad especial. Dicha ecuación afirma que una masa determinada (m) está asociada con una cantidad de energía (E) igual a la masa multiplicada por el cuadrado de la velocidad de la luz ©. Una cantidad muy pequeña de masa equivale a una cantidad enorme de energía. Como más del 99% de la masa del átomo reside en su núcleo,cualquier liberación de grandes cantidades de energía atómica debe provenir del núcleo.
Hay dos procesos nucleares que tienen gran importancia práctica porque proporcionan cantidades enormes de energía: la fisión nuclear -la escisión de un núcleo pesado en núcleos más ligeros- y la fusión termonuclear -la unión de dos núcleos ligeros (a temperaturas extremadamente altas) para formar un núcleo más pesado. El físico estadounidense de origen italiano Enrico Fermi logró realizar la fisión en 1934, pero la reacción no se reconoció como tal hasta 1939, cuando los científicos alemanes Otto Hahn y Fritz Strassmann anunciaron que habían fisionado núcleos de uranio bombardeándolos con neutrones. Esta reacción libera a su vez neutrones, con lo que puede causar una reacción en cadena con otros núcleos. En la explosión de una bomba atómica se produce una reacción en cadena incontrolada. Las reacciones controladas, por otra parte, pueden utilizarse para producir calor y generar así energía eléctrica, como ocurre en los reactores nucleares.
La fusión termonuclear se produce en las estrellas, entre ellas el Sol, y constituye su fuente de calor y luz. La fusión incontrolada se da en la explosión de una bomba de hidrógeno. En la actualidad, se está intentando desarrollar un sistema de fusión controlada.

Teoría Atómica

Cada sustancia del universo, las piedras, el mar, nosotros mismos, los planetas y hasta las estrellas más lejanas, están enteramente formada por pequeñas partículas llamadas átomos.
Son tan pequeñas que no son posible fotografiarlas. Para hacernos una idea de su tamaño, un punto de esta línea puede contener dos mil millones de átomos.
Estas pequeñas partículas son estudiadas por la química, ciencia que surgió en la edad media y que estudia la materia.

Pero si nos adentramos en la materia nos damos cuenta de que está formada por átomos. Para comprender estos átomos a lo largo de la historia diferentes científicos han enunciado una serie de teorías que nos ayudan a comprender la complejidad de estas partículas. Estas teorías significan el asentamiento de la química moderna.
Como ya hemos dicho antes la química surgió en la edad media, lo que quiere decir que ya se conocía el átomo pero no del todo, así durante el renacimiento esta ciencia evoluciona.
Posteriormente a fines del siglo XVIII se descubren un gran número de elementos, pero este no es el avance más notable ya que este reside cuando Lavoisier da una interpretación correcta al fenómeno de la combustión.

Ya en el siglo XIX se establecen diferentes leyes de la combinación y con la clasificación periódica de los elementos (1871) se potencia el estudio de la constitución de los átomos.
Actualmente su objetivo es cooperar a la interpretación de la composición, propiedades, estructura y transformaciones del universo, pero para hacer todo esto hemos de empezar de lo más simple y eso son los átomos, que hoy conocemos gracias a esas teorías enunciadas a lo largo de la historia. Estas teorías que tanto significan para la química es lo que vamos a estudiar en las próximas hojas de este trabajo.

Historia del Atomo
La teoría atómica de Dalton

John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su teoría se puede resumir en:

1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.
3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.
4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros y sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).

La formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de átomos de estos elementos para formar "moléculas" de agua. Dalton, equivocadamente, supuso que la molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno.
Dalton, además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los elementos se combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas proporciones.
Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combina con una cantidad fija del otro están relacionadas entre sí por números enteros sencillos.

A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial.
De hecho, el mundo atómico es tan infinitamente pequeño para nosotros que resulta muy difícil su conocimiento. Nos hallamos frente a él como si estuviésemos delante de una caja cerrada que no se pudiese abrir. Para conocer su contenido solamente podríamos proceder a manipular la caja (moverla en distintas direcciones, escuchar el ruido,pesarla...) y formular un modelo de acuerdo con nuestra experiencia. Este modelo sería válido hasta que nuevas experiencias nos indujeran a cambiarlo por otro. De la misma manera se ha ido construyendo el modelo atómico actual; de Dalton hasta nuestros días se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la formulación de una serie de modelos invalidados sucesivamente a la luz de nuevos acontecimientos.

El modelo atómico de Thomson

Sir Joseph John Thomson (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.
Sir Joseph John Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas.
Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y uno magnético.

Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética eran iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban.
El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ion.
Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamó electrones.

Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y se introduce un gas a presión reducida.
El modelo de Rutherford
Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.
La experiencia de Ernest Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc.

La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180°.
El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo.
Ernest Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones.
En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.

El electrón del átomo de Rutherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr unos años más tarde.

El modelo atómico de Bohr

Neils Bohr (1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.
Este modelo implicaba los siguientes postulados:

1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.
2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.
3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.
4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.

Vemos pues que Neils Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en 1900.
La teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba otros fenómenos tales como la irradiación de un cuerpo sólido caliente. Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía,sino solamente ciertos valores.
Así, en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con la misma frecuencia.

Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.
Por otro lado, el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.
¿Por qué un elemento emite solamente cierta frecuencia ?. veamos la respuesta:
En condiciones normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles.

La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía del electrón libre.
Al aplicar la formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios, al coincidir el pronóstico con el resultado experimental de los espectros de estos átomos.
El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo. Las cargas positivas y negativas estaban en reposo neutralizándose mutuamente. Los electrones estaban incrustados en una masa positiva como las pasas en un pastel de frutas. El átomo de Rutherford era dinámico y hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica inestable. El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física clásica.

Propiedades del Atomo

Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de este varían. Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número de electrones de valencia que poseen distintos números atómicos poseen características similares.
Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones.
Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas estables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,6710-27 kg.

Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaba unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por James Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón (1,6748210-27 kg.).
Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31 kg. El modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno,pero no los de átomos mayores. Para explicar estos y otros fenómenos ha surgido la mecánica cuántica. Aquí como en el modelo de Bohr, un electrón atómico sólo puede ocupar determinados niveles de energía. Ahora bien cada nivel de energía posee uno o más subniveles de energía.

El primer nivel de energía principal, n =1, posee un subnivel; el segundo posee dos, el tercero tres y así sucesivamente.
En el modelo de Bohr, los electrones giran en torno al núcleo siguiendo órbitas circulares, pero hoy sabemos que un electrón en un subnivel de energía dado se mueve aunque la mayor parte del tiempo se encuentra en una región del espacio más o menos definida, llamada orbital.
Los orbitales se nombran igual que su subnivel de energía correspondiente.
La energía radiante, o radiación electromagnética, que el Sol llega a la Tierra a través del espacio, en forma de ondas. El resultado de la separación de los componentes de distinta longitud de onda de la luz o de otra radiación forman el espectro electromagnético.
Las radiaciones electromagnéticas se dividen en distintos tipos (rayos gamma, rayos X, ultravioleta, etc. según el valor de lo que se denomina "longitud de onda", que es la distancia entre dos crestas consecutivas de la onda.

Cuando un haz de luz formado por rayos de distinta frecuencia atraviesa un prisma óptico, se dispersan en las diferentes radiaciones que se recogen en una pantalla en forma de espectro. El espectro puede ser estudiado en laboratorios gracias al espectrógrafo, un aparato que consta fundamentalmente de una rendija por la que entra el haz de luz, una lente, un prisma de dispersión y una placa fotográfica, estos se empezaron a utilizar a partir de 1859.
Los espectros pueden ser continuos o discontinuos. Los espectros continuos son los que abarca toda la frecuencia de las radiaciones que tienen pasando de una a otra gradualmente, sin saltos. La luz blanca tiene un espectro continuo,formado por siete colores (rojo, anaranjado, amarillo, verde, azul, añil y el violeta) y cada uno de ellos corresponde a radiaciones de una frecuencia determinada; cuando termina un color empieza otro, sin que, entre ellos, hayan ninguna zona oscura. En cambio, los elementos gaseosos de un tubo de descarga emite una luz que posee un espectro discontinuo,es decir, sólo contiene determinadas radiaciones, que aparecen en forma de rayas entre las cuales hay una zona oscura.

Cuando se descubrieron los rayos X y se observó la fluorescencia que estos rayos producían en las paredes del tubo de vidrio, Antoine Henri Becquerel se dedicó a investigar si la fluorescencia iba acompañada siempre de radiaciones. Obtuvo los primeros resultados en 1896 al comprobar que el sulfato de uranilo y potasio emitían unas radiaciones que impresionaban las placas fotográficas, atravesaban cuerpos opacos e ionizaban. El aire. La emisión de estas radiaciones no implicaba que el cuerpo estuviera expuesto a la luz, pues también se producían en la oscuridad.
Además los espectros también pueden ser el espectro de masas (el que resulta de la separación de un elemento químico en sus distintos isótopos.
El espectro de la luz blanca está constituido por una sucesión de colores (colores del espectro), cada uno de los cuales corresponde a una longitud de onda bien precisa.
Un espectro puede ser: de emisión, cuando se obtiene a partir de la radiación directamente emitida por un cuerpo; de absorción, cuando es el resultante del paso de la radiación a través de un determinado absorbente.

Se distingue también entre: discretos, o de rayas, constituidos por una serie de líneas aisladas; continuos,que contienen todas las longitudes de onda entre dos límites, y de bandas, constituidos por una serie de zonas continuas separadas por espacios oscuros.
Los átomos producen espectros de líneas, las moléculas de bandas y los sólidos y líquidos espectros continuos.

Cuerpo y Materia

Materia

“Es todo lo que ocupa un lugar en el espacio, impresiona a nuestros sentidos y tiene masa”.
La materia se nos presenta en “trozos” a los cuales les vamos a llamar “cuerpos”.

Cuerpo

“porción limitada de materia”.
Un cuerpo puede estar formado por uno o varios componentes. Cada uno de los componentes que podemos distinguir en un trozo de materia, recibe el nombre de sustancia.
Cada sustancia se caracteriza por tener propiedades físicas y químicas determinadas que las diferencia de las demás.

Propiedades de la materia:

Compresibilidad: Se pueden comprimir, dependiendo de su estado de agregación.

Dilatabilidad: Es la variación de volumen por acción del calor.

Divisibilidad: La materia se puede dividir en partes cada vez más pequeñas.

Propiedades de los cuerpos:

Inercia: Es la propiedad que tiene todo cuerpo de mantenerse en reposo si está en reposo o en movimiento si está en movimiento rectilíneo y uniforme.

Extensión: Los cuerpos tienen cierta extensión, es decir, que ocupan un determinado volumen.

Impenetrabilidad: Dos cuerpos no pueden ocupar el mismo lugar en el espacio al mismo tiempo.

Peso y Masa: diferencias

Medida de la fuerza gravitatoria ejercida sobre un objeto. En las proximidades de la Tierra, y mientras no haya una causa que lo impida, todos los objetos caen animados de una aceleración, g, por lo que están sometidos a una fuerza constante, que es el peso.
Los objetos diferentes son atraídos por fuerzas gravitatorias de magnitud distinta.
La aceleración de la gravedad, g, es la misma para todas las masas situadas en un mismo punto, pero varía ligeramente de un lugar a otro de la superficie terrestre. Por estos motivos, el peso de un objeto se puede determinar por un método comparativo (como se hace en una balanza de laboratorio) o por medición directa de la fuerza gravitatoria suspendiendo el objeto de un muelle o resorte calibrado en newtons (como se hace en una balanza de resorte). La deformación del muelle depende del valor de la aceleración de la gravedad del lugar donde se realiza la medida; por eso una balanza de resorte marca pesos diferentes para una misma masa (o cantidad de materia) en lugares con una aceleración de la gravedad diferente. Por ejemplo, cualquier objeto pesa algo más si está situado a nivel del mar que sí está en la cima de una montaña, o si está cerca del polo que si está en el ecuador terrestre. Sin embargo, su masa es la misma. Si se compara el peso en la Tierra y en la Luna, las diferencias son más espectaculares. Así, un objeto con 1 kilogramo de masa, que en la Tierra pesa unos 9,8 newtons (en un lugar donde g valga 9,8 mIs2), pesaría solamente 1,6 newtons en la Luna (donde g vale aproximadamente 1,6 m/s2). Una balanza de brazos, como la que se utiliza en el laboratorio, está formada por dos platos suspendidos de una barra transversal que descansa sobre un punto de apoyo. Una aguja fijada a la barra señala cuándo los platos contienen masas idénticas. Como ambas masas se encuentran en el mismo lugar, están sometidas a la misma aceleración de la gravedad, y la medida del peso se realiza por comparación.

Propiedades de las sustancias

Los atributos o cualidades de las sustancias se conocen con el nombre de propiedades. Estas propiedades se pueden clasificar en dos grupos: propiedades intensivas y propiedades extensivas.

Propiedades intensivas
Entre las propiedades de las sustancias hay algunas que se pueden apreciar por medio de los sentidos, como el color, sabor, sensación al tacto, sonido, etcétera, y que se denominan caracteres organolépticos. Si bien son fáciles de percibir, presentan el inconveniente de que, en muchos casos, no permiten distinguir claramente dos sustancias, pues no hay una diferencia apreciable entre ellas. Así, por ejemplo, la sal y el azúcar tienen color blanco, son inodoras y de brillo parecido, a pesar de ser sustancias distintas.
Existen otras propiedades que deben ser determinadas a través de mediciones experimentales, tales como el punto de fusión, punto de ebullición, densidad, índice de refracción, calor específico, etcétera, que al ser establecidas en las mismas condiciones, tienen valores definidos y constantes para cada sustancia y que suelen denominarse constantes fisicas. Estas propiedades permiten diferenciar las distintas sustancias con mucha mayor certeza.
Los caracteres organolépticos y las constantes físicas reciben el nombre de propiedades INTENSIVAS o ESPECÍFICAS. Estas propiedades no dependen de la masa de que se dispone, puesto que para una misma sustancia son iguales, tanto en una pequeña porción como en una cantidad mayor. Así, 10 g de agua pura, a 40 °C, tienen una densidad de 1 g/ml, igual que 100 g en las mismas condiciones.

Propiedades extensivas
Además de las propiedades intensivas, hay otras que sí dependen de la masa con que se cuenta, como es cl caso del volumen, peso, superficie. capacidad calorífica, etcétera. A estas propiedades se les da el nombre de EXTENSIVAS, resultando obvio que no permiten identificar a una sustancia diferenciándola de otras. Por el peso, el volumen ola superficie no se puede decir qué sustancia es, pues se puede tener el mismo volumen de agua que de éter, o igual peso de sal que de cal, o la misma superficie de hierro que de madera, a pesar de ser sustancias distintas.

SISTEMAS MATERIALES

La observación de nuestro mundo circundante nos muestra una realidad compleja e intrincada. Pensemos solamente en lo que se encuentra en nuestra aula: personas, aire, pizarrón, tizas, bancos, sillas, escritorio, paredes, ventanas, vidrios, puerta, etcétera. Y si ampliamos nuestra consideración fuera del edificio escolar, veremos plantas, más personas, automóviles, edificios, animales, etc., etc., o sea, que la complejidad se in­crementa rápidamente.
Es evidente que resulta imposible estudiar en forma simultánea todo lo que nos rodea. Necesitamos aislar de modo real o imaginario un conjunto de objetos, o uno de ellos o una fracción para su estudio detenido y minucioso. Así, analizamos el agua de un vaso, un lápiz, un borrador, un cubito de hielo, la sal de mesa, el aceite, el aire, el alcohol, un trozo de granito, una porción de arena, un pedazo de madera...

Cada una de estas porciones del Universo presentan una organización más o menos intrincada, pero siempre compleja, y constituyen diferentes sistemas. Por otra parte, ya sea que se encuentren en estado sólido, líquido o gaseoso, dichas fracciones se caracterizan por ocupar un lugar en el espacio y por estar dotadas de masa, es decir, por estar compuestas de materia. Esto determina que las porciones mencionadas, cuando son sometidas a un estudio experimental, reciban la denominación de sistemas materiales. Entonces, podemos definir:
Sistema Material: es toda porción del Universo dotada de masa que se aísla en forma real o imaginaria para su estudio experimental.

El estudio de los sistemas materiales es fundamental en Química.
¿Cuáles son las sustancias y los elementos químicos que constituyen dichos sistemas materiales, cómo interactúan entre sí, cuáles son sus propiedades, qué transformaciones e intercambios de masa y energía se producen en ellos?, son cuestionamientos esenciales en Química.
El químico, para encontrar respuestas a los diversos interrogantes que se le plantean, realiza experimentos, descubre leyes, elabora teorías, propone modelos..., que lo llevan a crear un lenguaje propio. En consecuencia, podemos establecer que:
Química es la disciplina científica que se ocupa de investigar la composición de los sistemas materiales y los cambios que se producen en ellos.

¿Cómo se clasifican los sistemas materiales?
Las propiedades de las sustancias se pueden clasificar en propiedades extensivas e intensivas. Estas últimas son aquellas que no dependen de la masa de que se dispone, como por ejemplo el punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad, etcétera.

Sistemas homogéneos
Entre los sistemas materiales podemos observar en muchos de ellos que las propiedades intensivas son iguales en todas sus partes, como es el caso del agua destilada. Cualquier fracción de ella que se considere tiene el mismo punto de fusión, densidad, índice de refracción, etcétera. Estos sistemas se denominan sistemas homogéneos y se caracterizan por estar constituidos por una sola fase. Además del agua destilada, podemos señalar como ejemplos al azúcar, aceite, sal de mesa, agua de mar filtrada, nafta, agua azucarada, etcétera, es decir, las distintas soluciones y sustancias puras que existen en la Naturaleza.
Fase: Es toda porción homogénea de un sistema material.

Sistema heterogéneo
Por el contrario, hay otros sistemas como el vino con borras, agua con aceite, granito (roca formada por cuarzo, mica y feldespato), en que las propiedades intensivas son diferentes según la porción que se examine. Estos sistemas se llaman heterogéneos y están formados por lo menos por dos fases. La superficie de separación entre las fases (interfase) es evidente y bien definida. Los sistemas heterogéneos están constituidos por sistemas homogéneos agrupados, pues cada fase, si es separada de las demás, forma un sistema homogéneo.

Sistemas inhomogéneos
Además, hay otra clase de sistemas materiales, menos frecuentes, en los cuales las interfases son imprecisas y no están bien determinadas. Así, si colocamos en el fondo de una probeta llena de agua un trozo de remolacha o cristales de sulfato de cobre ylo dejamos en reposo varias horas, veremos la formación de zonas de diferente intensidad de color sin interfases definidas. Estos sistemas se denominan inhomogéneos. Un ejemplo típico es la atmósfera terrestre, cuya concentración disminuye gradualmente a medida que se asciende en ella (a 10km de altura queda menos del 5% de aire). Por lo tanto, las propiedades intensivas, como la densidad, varían continuamente según la altitud a la cual se determine.

En resumen, tomando en cuenta las propiedades intensivas, los siste­mas materiales se pueden clasificar del siguiente modo:

HOMOGÉNEOS: Presentan propiedades intensivas iguales en todas sus partes, y están constituidos por una sola fase (monofásicos).

HETEROGÉNEOS: Presentan propiedades intensivas diferentes en sus distintas partes, y están constituidos por dos o más fases (bifásicos, trifásicos o polifásicos).

INHOMOGÉNEOS: No presentan una interfase definida, variando sus propiedades intensivas en forma gradual y continua.

Separación de las fases de un sistema heterogéneos

Las fases que forman un sistema heterogéneo se pueden separar unas de otras utilizando procedimientos adecuados a cada caso:

• Cuando el sistema está formado por una fase líquida y otra sólida, como agua y arena, se lo deja cierto tiempo en reposo para que sedimente la arena y luego se separa el agua, trasvasándola con cuidado a otro recipiente o succionándola con pipeta o sifón.
En el caso de que se trate de dos líquidos no miscibles o inmiscibles, como agua y aceite, se utiliza una ampolla de decantación. Se coloca el sistema dentro de la ampolla y se lo deja en reposo hasta que se separen los líquidos (el agua ocupa la parte inferior, por ser más densa). Luego, al abrirla llave se deja salir el agua, debiendo cerrarse el paso cuando está por pasar el aceite. Esta operación que permite separar sistemas sólido-líquido o líquido-líquido de diferente densidad, se denomina decantación.

• Algunos sistemas están formados por una fase líquida en cuyo inte­rior hay partículas sólidas en suspensión, como por ejemplo el agua tur­bia de un charco. En este caso se puede proceder de dos modos distintos:

a) Se hace pasar el sistema líquido-sólido a través de una superficie porosa, llamada filtro, generalmente colocada dentro de un embudo. Las partículas sólidas son retenidas por el filtro porque tienen un diámetro mayor que los poros. Como filtro es muy utilizado un papel poroso, denominado papel de filtro, aunque también se utilizan arena, algodón, polvo de carbón, telas especiales, lana de vidrio, porcelana, amianto, etcétera. Este procedimiento se llama filtración.

b) En otras ocasiones, primero se precipitan las partículas sólidas y luego se hace una decantación.
Para acelerar la sedimentación de dichas partículas se las somete a la acción de la fuerza centrífuga: el sistema se coloca en tubos cónicos que giran a gran velocidad dentro de aparatos llamados centrífugas, lo cual determina que las partículas, por ser más densas, precipiten, ocupando el fondo de dichos recipientes. Este procedimiento recibe el nombre de centrifugación.
Una vez lograda la separación de las fases, se realiza la decantación del líquido.

• En el caso de sistemas cuyas fases son sólidas, se opera de diferentes modos, según las características que presenten:

a) Cuando una de las fases se encuentra dividida en trozos bien diferenciables, éstos se pueden separar tomándolos con una pinza. Es el caso de extraer trozos de mármol mezclados en arena. Este método es denominado tría.
b) Si las pantículas que forman cada fase sólida tienen diferente tamaño, se coloca el sistema material sobre una malla de metal o plástico (tamiz), se sacude y entonces las partículas de menor diámetro atraviesan la malla, mientras que las de mayor tamaño quedan retenidas. El procedimiento se llama tamización y como ejemplo se puede señalar la separación del canto rodado, de la arena.
c) Cuando los sólidos tienen diferente densidad, tal como una mezcla de arena y corcho, se agrega un líquido que tenga una densidad intermedia con respecto a ellos, como el agua. El corcho flota y la arena se deposita en el fondo. Este método se denomina flotación.
d) En el caso de que una de las fases sea soluble en un determinado solvente y la otra no, como ocurre en la mezcla de arena y sal, se agrega agua, se agita para asegurarla disolución de la sal, y se procede a filtrar, separando la arena del agua salada. Este procedi­miento se denomina disolución.
Luego, por evaporación se separa la sal del agua.
e) Si los sólidos tienen diferente densidad, como la arena y el oro, se hace circular una corriente de agua que arrastra la mezcla a través de canales; entonces, las pepitas metálicas (más densas) sedimentan, mientras que la arena se mantiene en suspensión. Esta forma de separación de fases recibe el nombre de levigación.
f) Cuando uno de los sólidos está compuesto por hierro, se puede separar de la mezcla acercándole un imán. Este método se llama separación magnética. Así, en el proceso de fabricación de la harina, una de las operaciones previas consiste en apartar de los granos de trigo pequeños trozos metálicos (clavos, alambres, etc.), haciéndolos pasar por un campo magnético.
Además de estos procedimientos para la separación de las fases de un sistema heterogéneo, existen muchos otros que no describiremos por razones de tiempo.

Todos los procedimientos antes mencionados, también se denominan métodos separativos.
Como se observa en los ejemplos, los métodos separativos que se utilizan varían de un caso a otro, según las propiedades de las fases que forman el sistema, corno por ejemplo el tamaño de las partículas, su densidad, la solubilidad, etcétera.

En un sistema heterogéneo, cada una de las fases que lo integran, después de ser separadas constituyen sistemas homogéneos.

Fraccionamiento de un sistema homogéneo

Entre los sistemas homogéneos debemos diferenciar aquellos que están constituidos por una sustancia pura (agua destilada, cloruro de sodio), de otros que están formados por dos o más sustancias (agua salada) y que se denominan soluciones. En éstas últimas es posible separar las sustancias que las componen, es decir, proceder al fraccionamiento del sistema homogéneo.
Para fraccionar una solución es necesario escoger el método más apropiado para cada caso:

a) Cuando el sistema está formado por una sustancia sólida disuelta en otra líquida, como el agua salada, para separar el agua de la sal, se realiza una destilación simple.
Para ello se usa un aparato constituido por un balón con tubo de desprendimiento, un termómetro, un refrigerante y un recipiente colector. (Véase dibujo más adelante.)
En el balón se coloca el agua salada y luego se calienta hasta la ebullición. Los vapores de agua que se forman ascienden y salen por el tubo de desprendimiento. Al chocar con la superficie fría del refrigerante se condensan, cayendo gota a gota como agua líquida en el recipiente colector. Como la sal no se vaporiza queda retenida en el balón, y de ese modo se separa el agua de la sal.
En consecuencia:
La destilación comprende, primero, la vaporización de un líquido y luego, la condensación de los vapores por enfriamiento.

b) En ciertas ocasiones, como para separar los pigmentos de una solución coloreada, se utiliza la técnica denominada cromatografía. Este método admite diferentes variantes, siendo una de las más usadas la cromatografía de partición sobre papel.
Consiste en una tira de papel de filtro suspendida en un recipiente, cuya extremidad inferior está sumergida en un solvente orgánico (éter de petróleo, butanol, etanol, etc.) La muestra a analizar se deposita sobre el papel próxima al solvente. Este asciende por capilaridad y arrastra las sustancias que forman la muestra, las cuales van alcanzando distintas alturas de acuerdo con su masa molecular, afinidad con el solvente, etcétera. De ese modo se lo­gra la separación de los diferentes componentes de una solución.

c) En el caso de que los componentes de un sistema sean solubles en un mismo solvente a la temperatura de ebullición, pero uno de ellos es insoluble o poco soluble en frío, se procede a realizar una cristalización fraccionada, la cual consiste en disolver el sistema en el solvente hirviendo y luego, se deja enfriar.
De esta forma el componente menos soluble se cristaliza y sus cristales se separan por filtración.
Las técnicas que permiten separar los componentes de una solución, como la destilación, la cromatografía y la cristalización fraccionada, reciben la denominación de métodos de fraccionamiento.

Soluciones y sustancias puras

De acuerdo con lo que se ha expresado, si se aplica un método de fraccionamiento adecuado a una solución, se obtienen porciones o fracciones que tienen propiedades intensivas distintas entre sí y con relación a dicha solución. Cada una de esas fracciones corresponde a una sustancia diferente.
Entonces se puede afirmar que:

Soluciones es todo sistema homogéneo fraccionable.
En cambio, si se trata de fraccionar una sustancia pura, no hay posi­bilidades de hacerlo. Todas las porciones que se obtienen presentan las mismas propiedades intensivas. Por lo tanto:
Sustancia pura es todo sistema homogéneo no fraccionable.
Cuando en un recipiente se encuentra una sustancia pura, todas las moléculas tienen la misma composición. Así, una muestra de agua es pura si todas las moléculas que la forman están constituidas por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Por el contrario, si además de moléculas de agua hay otras compuestas por un átomo de cloro y otro de sodio (cloruro de sodio) el agua no es pura, pues contiene sal y entonces es agua salada.

Por lo tanto:
Una sustancia es pura cuando todas las moléculas que la cons­tituyen son iguales.
En el caso de tener varias sustancias diferentes mezcladas entre sí, hay tantas clases de moléculas como sustancias constituyen la mezcla.
En razón de que las moléculas no son visibles, se plantea un problema: ¿Cómo se puede comprobar si una sustancia es pura o no?
Experimentalmente se ha comprobado que ciertas propiedades intensivas, como el punto de ebullición, el punto de fusión, la densidad, etcétera, tienen valores constantes para cada sustancia pura. Así, en el caso del agua su punto de fusión es de O °C y el de ebullición de 100 °C (a la presión normal), la densidad es de 1 g/ml a los 4 °C de temperatura; mientras que el alcohol etílico (etanol) tiene un P.F. de -114 °C, P.E. de 78,4 °C y una densidad de 0,79 g/ml a 20 °C de temperatura.

Sobre la base de estos datos se deduce que determinando esas propiedades, también llamadas constantes físicas, se puede verificar si la sustancia es pura o no.

SOLUCIÓN
SUSTANCIA PURA
Sistema homogéneo.
Sistema homogéneo.
Propiedades intensivas idénticas en todas sus porciones.
Propiedades intensivas idénticas en todas sus porciones.
Fraccionable por métodos físicos.
No fraccionable por métodos físicos.
La proporción de sus componentes puede variar.
Composición química constante.
Dos o más clases de moléculas.
Una sola clase de moléculas.

Clasificación de las sustancias puras

Al examinar las sustancias puras podemos distinguir dos clases:

a) aquellas que se pueden descomponer en otras más simples, como el agua que origina hidrógeno y oxígeno, o el dióxido de carbono que se descompone en carbono y oxígeno. Estas sustancias reciben la denominación de sustancias compuestas.

b) Otras, como el oxígeno, el hidrógeno, el hierro, no se pueden descomponer y se las llama sustancias simples.

El análisis de la composición de las moléculas de las sustancias compuestas muestra que están formadas por átomos de dos o más especies.
Molécula de agua compuesta por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno. H2O
Molécula de dióxido de carbono constituida por un átomo de carbono y dos de oxígeno. CO2
En cambio, el examen de las moléculas que forman a las sustancias simples revela que están constituidas por átomos de la misma especie. Veamos a modo de ejemplo:
Molécula de hidrógeno formada por dos átomos de hidrógeno: H-H
Molécula de oxígeno constituida por dos átomos de oxígeno: O=O
Molécula de helio compuesta por un solo átomo de helio: He