L'adieu
Nous sommes revenus à notre origine.
Ce fut le lieu de l'évidence, mais déchirée.
Les fenêtres mêlaient trop de lumières,
Les escaliers gravissaient trop d'étoiles
Qui sont des arches qui s'effondrent, des gravats,
Le feu semblait brûler dans un autre monde.
Et maintenant des oiseaux volent de chambre en chambre,
Les volets sont tombés, le lit est couvert de pierres,
L'âtre plein de débris du ciel qui vont s'éteindre.
Là nous parlions, le soir, presque à voix basse
A cause des rumeurs des voûtes, là pourtant
Nous formions nos projets : mais une barque,
Chargée de pierres rouges, s'éloignait
Irrésistiblement d'une rive, et l'oubli
Posait déjà sa cendre sur les rêves
Que nous recommencions sans fin, peuplant d'images
Le feu qui a brûlé jusqu'au dernier jour.
Est-il vrai, mon amie,
Qu'il n'y a qu'un seul mot pour désigner
Dans la langue qu'on nomme la poésie
Le soleil du matin et celui du soir,
Un seul le cri de joie et le cri d'angoisse,
Un seul l'amont désert et les coups de haches,
Un seul le lit défait et le ciel d'orage,
Un seul l'enfant qui naît et le dieu mort ?
Oui, je le crois, je veux le croire, mais quelles sont
Ces ombres qui emportent le miroir ?
Et vois, la ronce prend parmi les pierres
Sur la voie d'herbe encore mal frayée
Où se portaient nos pas vers les jeunes arbres.
Il me semble aujourd'hui, ici, que la parole
Est cette auge à demi brisée, dont se répand
A chaque aube de pluie l'eau inutile.
L'herbe et dans l'herbe l'eau qui brille, comme un fleuve.
Tout est toujours à remailler du monde.
Le paradis est épars, je le sais,
C'est la tâche terrestre d'en reconnaître
Les fleurs disséminées dans l'herbe pauvre,
Mais l'ange a disparu, une lumière
Qui ne fut plus soudain que soleil couchant.
Et comme Adam et Ève nous marcherons
Une dernière fois dans le jardin.
Comme Adam le premier regret, comme Ève le premier
Courage nous voudrons et ne voudrons pas
Franchir la porte basse qui s'entrouvre
Là-bas, à l'autre bout des longes, colorée
Comme auguralement d'un dernier rayon.
L'avenir se prend-il dans l'origine
Comme le ciel consent à un miroir courbe,
Pourrons-nous recueillir de cette lumière
Qui a été le miracle d'ici
La semence dans nos mains sombres, pour d'autres flaques
Au secret d'autres champs « barrées de pierres » ?
Certes, le lieu pour vaincre, pour nous vaincre, c'est ici
Dont nous partons, ce soir. Ici sans fin
Comme cette eau qui s'échappe de l'auge.
(Ce qui fut sans lumière - Mercure de France, 1987)
El adiós
Hemos vuelto a nuestro origen.
Fue el lugar de la evidencia, aunque desgarrada.
Las ventanas mezclaban demasiadas luces,
Las escaleras trepaban demasiadas estrellas
Que son arcos que se hunden, escombros,
El fuego parecía arder en otro mundo.
Y ahora hay pájaros que vuelan de una habitación a la otra,
Los postigos se cayeron, la cama está cubierta de piedras,
La chimenea llena de restos del cielo que van a apagarse.
Allí, por las tardes, hablábamos casi en voz baja
Debido a los rumores de las bóvedas, allí, sin embargo,
Formábamos nuestros proyectos: pero una barca,
Cargada con piedras rojas, se alejaba
Irresistiblemente de una orilla, y el olvido
Depositaba ya su ceniza en los sueños
Que sin fin recomenzábamos, poblando con imágenes
El fuego que ardió hasta el último día.
¿Es cierto, amiga mía,
Que no hay más que una palabra para nombrar
En la lengua que llamamos poesía
El sol de la mañana y el de la tarde,
Una para el grito de alegría y el de angustia,
Una para el desierto río arriba y los golpes de hacha,
Una para la cama deshecha y el cielo tormentoso,
Una para el niño que nace y el dios muerto?
Sí, lo creo, quiero creerlo, pero ¿qué sombras
Son ésas que se llevan el espejo?
Y, mira, la zarza crece entre las piedras
En el camino de hierba aún apenas abierto
Por el que nuestros pasos iban hacia los jóvenes árboles.
Hoy me parece, aquí, que la palabra
Es el pesebre medio roto del que se escapa
En cada amanecer de lluvia el agua inútil.
La hierba y en la hierba el agua que brilla, como un río.
Todo está siempre a la espera de que una vez más se lo ate al mundo.
Sé que el paraíso está diseminado,
Es tarea terrestre el reconocer
Sus flores dispersas en la hierba pobre,
Pero el ángel ha desaparecido, una luz
Que no fue, de golpe, sino un sol poniente.
Y como Adán y Eva caminaremos
Por última vez en el jardín.
Como Adán el primer pesar, como Eva la primera
Osadía, querremos y no querremos
Pasar por la puerta baja que se entreabre
Allá a lo lejos, en la otra punta del ronzal, coloreada
Como auguralmente por un último rayo.
¿Se toma el porvenir en el origen
Como cabe el cielo en un cóncavo espejo?
¿Podremos recoger, de esa luz
Que fue de aquí el milagro,
En nuestras sombrías manos la simiente, para otros charcos
En el secreto de otros campos "cercados de piedras"?
Por cierto, está aquí el lugar para vencer, para vencernos,
El lugar de donde salimos esta tarde. Aquí sin fin
Como esa agua que se escapa del pesebre.
© Yves Bonnefoy
Traducción de Carlos Cámara y Miguel Ángel Frontán
17
diciembre 2002
Yves
Bonnefoy
eom
La rapidité des nuages
Le lit, la vitre auprès, la vallée, le ciel,
La magnifique rapidité de ces nuages.
La griffe de la pluie sur la vitre, soudain,
Comme si le néant paraphait le monde.
Dans mon rêve d'hier
Le grain d'autres années brûlait par flammes courtes
Sur le sol carrelé, mais sans chaleur.
Nos pieds nus l'écartaient comme une eau limpide.
O mon amie,
Comme était faible la distance entre nos corps !
La lame de l'épée du temps qui rôde
Y eût cherché en vain le lieu pour vaincre.
(Ce qui fut sans lumière - Mercure de France, 1987)
La rapidez de las nubes
La cama, la ventana cercana, el valle, el cielo,
La rapidez espléndida de esas nubes,
La súbita garra de la lluvia en los cristales
Como si la nada rubricase el mundo.
En mi sueño de ayer
El grano de otros años ardía a fuego lento,
Sin calor, en el suelo embaldosado.
Descalzos, lo apartaban nuestros pies como un agua límpida.
¡Oh amiga mía,
Qué distancia tan débil separaba nuestros cuerpos!
La hoja de la espada del tiempo que merodea
Hubiese allí buscado en vano lugar para vencer!
© Yves Bonnefoy
Traducción de Carlos Cámara y Miguel Ángel Frontán
17
diciembre 2002
Yves
Bonnefoy
eom
Noli me tangere
Hésite le flocon dans le ciel bleu
A nouveau, le dernier flocon de la grande neige.
Et c'est comme entrerait au jardin celle qui
Avait bien dû rêver ce qui pourrait être,
Ce regard, ce dieu simple, sans souvenir
Du tombeau, sans pensée que le bonheur,
Sans avenir
Que sa dissipation dans le bleu du monde.
« Non, ne me touche pas », lui dirait-il,
Mais même dire non serait de la lumière.
(Début et fin de la neige - Mercure de France, 1987)
Noli me tangere
De nuevo en el cielo azul vacila el copo
De nieve, el último copo de la gran nevada.
Y es como si en el jardín entrase aquella que
Bien había debido soñar lo que podría ser,
Esa mirada, ese dios simple, sin memoria
Del sepulcro, sin otro pensamiento que la dicha,
Sin otro porvenir
Que su disolución en el azul del mundo.
"No me toques, no", le diría él,
pero hasta el decir no sería luminoso.
© Yves Bonnefoy
Traducción de Carlos Cámara y Miguel Ángel Frontán
17
diciembre 2002
Yves
Bonnefoy
eom
La seule rose
I
Il neige, c'est revenir dans une ville
Où, et je le découvre en avançant
Au hasard dans des rues qui toutes sont vides,
J'aurais vécu heureux une autre enfance.
Sous les flocons j'aperçois des façades
Qui ont beauté plus que rien de ce monde.
Seuls parmi nous Alberti puis San Gallo
A San Biagio, dans la salle la plus intense
Qu'ait bâtie le désir, ont approché
De cette perfection, de cette absence.
Et je regarde donc, avidement,
Ces masses que la neige me dérobe.
Je recherche surtout, dans la blancheur
Errante, ces frontons que je vois qui montent
A un plus haut niveau de l'apparence.
Ils déchirent la brume, c'est comme si
D'une main délivrée de la pesanteur
L'architecte d'ici avait fait vivre
D'un seul grand trait floral
La forme que voulait de siècle en siècle
La douleur d'être né dans la matière.
II
Et là-haut je ne sais si c'est la vie
Encore, ou la joie seule, qui se détache
Sur ce ciel qui n'est plus de notre monde.
Ô bâtisseurs
Non tant d'un lieu que d'un regain de l'espérance,
Qu'y a-t-il au secret de ces parois
Qui devant moi s'écartent ? Ce que je vois
Le long des murs, ce sont des niches vides,
Des pleins et des délies, d'où s'évapore
Par la grâce des nombres
Le poids de la naissance dans l'exil,
Mais de la neige s'y est mise et s'y entasse,
Je m'approche de l'une d'elles, la plus basse,
Je fais tomber un peu de sa lumière,
Et soudain c'est le pré de mes dix ans,
Les abeilles bourdonnent,
Ce que j'ai dans mes mains, ces fleurs, ces ombres,
Est-ce presque du miel, est-ce de la neige ?
III
J'avance alors, jusque sous l'arche d'une porte.
Les flocons tourbillonnent, effaçant
La limite entre le dehors et cette salle
Où des lampes sont allumées : mais elles-mêmes
Une sorte de neige, qui hésite
Entre le haut, le bas, dans cette nuit.
C'est comme si j'étais sur un second seuil.
Et au-delà ce même bruit d'abeilles
Dans le bruit de la neige. Ce que disaient
Les abeilles sans nombre de l'été,
Semble le refléter l'infini des lampes.
Et je voudrais
Courir, comme du temps de l'abeille, cherchant
Du pied la balle souple, car peut-être
Je dors, et rêve, et vais par les chemins d'enfance.
IV
Mais ce que je regarde, c'est de la neige
Durcie, qui s'est glissée sur le dallage
Et s'accumule aux bases des colonnes
A gauche, à droite, et loin devant dans la pénombre.
Absurdement je n'ai d'yeux que pour l'arc
Que cette boue dessine sur la pierre.
J'attache ma pensée à ce qui n'a
Pas de nom, pas de sens. Ô mes amis,
Alberti, Brunelleschi, San Gallo,
Palladio qui fais signe de l'autre rive,
Je ne vous trahis pas, cependant, j'avance,
La forme la plus pure reste celle
Qu'a pénétrée la brume qui s'efface,
La neige piétinée est la seule rose.
(Début et fin de la neige - Mercure de France, 1987)
La única rosa
I
Cae la nieve, es volver a una ciudad
Donde, y lo descubro al avanzar
Al azar por las calles vacías,
Habría yo vivido, feliz, otra niñez.
Bajo los copos percibo las fachadas
Que más que nada en el mundo bellas son.
Alberti sólo entre nosotros, y San Gallo
En San Biagio, en el salón más intenso
Que construyó el deseo, se acercaron
A esta perfección, a esta ausencia.
Por eso miro yo, ávidamente,
Esas masas que me oculta la nieve.
En la blancura errante, sobre todo,
Esos frontones busco que se alzan
A un más alto nivel de la apariencia,
Desgarrando la bruma como si
Con ingrávida mano, el arquitecto
De aquí, vivir hubiese hecho
De un solo, gran trazo floral,
La forma que quería, siglo a siglo,
El dolor de nacer en la materia.
II
Y allá arriba, yo no sé si es la vida
Aún, o sólo la alegría que resalta
En ese cielo que no es ya de nuestro mundo.
Oh constructores
No tanto de un lugar como de un renacer de la esperanza,
¿Qué hay en el secreto de esos muros
Que frente a mí se apartan? Sobre ellos
Nichos vacíos es lo único que veo,
Caligrafías de las que, por la gracia
De los números, se esfuma
El peso del nacer en el exilio,
Pero la nieve en ellos se acumula,
A uno de ellos me acerco, el más bajo,
Hago caer un poco de su luz,
Y el prado, de pronto, está aquí de mis diez años,
Donde zumban abejas,
Lo que tengo en mis manos, esas flores y sombras,
¿Es casi miel, acaso? ¿Es un poco de nieve?
III
Avanzo entonces hasta el arco de una puerta.
Los copos danzan en el aire, borroneando
el límite entre el exterior y este salón
de lámparas encendidas: pero ellas mismas
una especie de nieve que vacila
entre lo alto, lo bajo, en esta noche.
Es como si estuviese ante un segundo umbral.
Y más allá un idéntico ruido de abejas
en el ruido de la noche. Lo que decían
Las abejas innúmeras del verano,
Parece reflejarlo el infinito de las lámparas.
Y yo querría
correr, como en los tiempos de la abeja, buscando
con el pie el balón blando, ya que acaso
duermo, y sueño, y voy por los caminos de la infancia.
IV
Pero lo que miro es un poco de nieve
endurecida, que se ha deslizado sobre las baldosas
y se acumula al pie de las columnas
a la izquierda, a la derecha, y que se adentra en la penumbra.
Absurdamente sólo tengo ojos para el arco
que este lodo dibuja en la piedra.
Uno mi pensamiento a lo que no
tiene nombre, ni sentido. Oh amigos míos,
Alberti, San Gallo, Brunelleschi,
Palladio que haces señas desde la otra orilla,
No os traiciono, sin embargo, avanzo,
La forma más pura es aún aquella
Que penetró la bruma que se esfuma,
La nieve pisoteada es la única rosa.
© Yves Bonnefoy
Traducción de Carlos Cámara y Miguel Ángel Frontán
FUENTE:ELDIGORA.COM
domingo, 29 de agosto de 2010
miércoles, 18 de agosto de 2010
NATURALEZA DISCONTUA DE LA MATERIA.
La naturaleza discontinua de la materia.
A medida que se fueron descubriendo nuevos elementos, la Química se enriqueció y avanzó rápidamente, ya que se empezaron a reconocer las regularidades entre ellos y fue posible clasificarlos en una tabla que resume sus propiedades.
Posteriormente, en su afán de conocer de qué están hechas las sustancias, los científicos de finales del siglo XIX y de principios del siglo XX descubrieron que por medio de la electricidad y distintos tipos de radiaciones podían lograr que los fenómenos observados dieran evidencias de cómo es y cómo se comporta la materia.
Veremos que cuando se pudieron contar los átomos y las moléculas, se pudo determinar qué cantidades de sustancia se obtienen a partir de las reacciones, y predecir su comportamiento físico y químico.
En ocasiones habrá visto que al quitarse un suéter de lana o de fibra sintética éste cruje y suelta algunas chispas que brillan en la oscuridad. Otro efecto curioso ocurre cuando frotamos un peine en nuestros cabellos y podemos levantar algunos papelitos con él.
¿Qué son las chispas? ¿Por qué saltan al frotar algunas fibras con otras?
Modelo atómico de Dalton y las leyes ponderales
Si toma un trozo de pan de caja y lo parte en dos.Toma una mitad y la parte nuevamente a la mitad y continua con este procedimiento hasta tener una porción de pan tan pequeña que ya no se pueda cortar, ¿Será la unidad mas pequeña en que se pueda dividir el pan?
¿Hasta dónde es posible estudiar la materia a simple vista?
¿Cómo cree que hacen los científicos para “saber” sobre los átomos y las moléculas, aunque no puedan verlos?
¿Hasta dónde es posible distinguir fracciones de materia a simple vista?
Hace unos 2 400 años, en la antigua Grecia, los filósofos se hacían numerosas preguntas sobre la naturaleza de la materia que formaba las cosas. Demócrito estaba convencido de que la materia la formaron partículas muy pequeñas, que no se podían dividir, a las que llamó átomos. Aristóteles, el filósofo más influyente desde sus días hasta el Renacimiento, sostenía que no existían tales partículas, que lo que había en común entre las cosas del Universo eran los cuatro elementos: aire, fuego, tierra y agua, y esta idea se impuso durante 2 200 años, pero las ideas de Demócrito no fueron del todo olvidadas durante este periodo.
A finales del siglo XVIII, en los inicios del México independiente, John Dalton (1766-1844), maestro inglés, realizó importantes investigaciones sobre cómo se formaban los compuestos químicos, y las relaciones entre las masas de los reactivos y los productos. Dalton encontró que la vieja idea de Demócrito era correcta.
John Dalton postuló el primer modelo de átomo de la época
moderna.
Esa teoría podía ayudar a explicar de forma muy precisa, no sólo sus observaciones y los resultados de sus experimentos, sino la de los químicos que le habían precedido en el estudio de la materia, como Lavoisier.
Dalton postuló una hipótesis sobre la existencia de los átomos, que se resume a continuación.
La materia se compone de partículas muy pequeñas que no se ven, llamadas átomos.
Los átomos de un mismo elemento son idénticos en todas sus propiedades, incluyendo su masa.
Diferentes elementos están hechos de átomos diferentes, por lo que su masa también es diferente.
Los átomos son indivisibles (no se pueden dividir) y conservan sus características durante las reacciones químicas.
En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones simples, por ejemplo: 1 a 1, 2 a 1, 3 a 1, 2 a 3, etc.
Los compuestos químicos se forman de la unión de dos o más átomos, en lo que conocemos como una molécula. La masa molecular es la suma de las masas de los átomos que forman la molécula.
Los átomos se unen, para formar moléculas, en relaciones sencillas de un elemento a otro.
Sobre las leyes que rigen las proporciones en que se combinan los elementos para formar compuestos, entre al menú y en la Antologia lea “Leyes ponderales” (III.9), en su Antología.
Masa atómica y masa molar
Observe las imagenes y conteste las siguientes preguntas.
Hay diferencias entre los frijoles y el arroz. ¿Cuáles son los más evidentes?
¿Qué es evidentemente distinto entre el arroz y los frijoles?
¿Qué propiedades extensivas son diferentes entre ambos?
Intercambie con sus compañeros y compañeras sus respuestas y luego léanlas a su asesor o asesora. Discutan juntos qué aplicaciones puede tener esta actividad.
COMUNIDAD
A partir de la postulación del modelo atómico de Dalton, los químicos se dedicaron a la tarea de conocer la masa de los átomos. A mediados del siglo XIX esa labor no era nada sencilla, ya que los instrumentos con los que se contaba no eran tan precisos como los actuales. El primero que intentó determinar las masas atómicas de algunos elementos fue Dalton; pero varios años después, en 1860, el científico italiano Stanislao Cannizaro (1826-1910) logró construir una tabla correcta de masas atómicas para los elementos conocidos.
Así como a una docena corresponden 12 huevos, a un número de Avogadro o mol de
huevos corresponderían 6.023 x 1023 piezas.
En la actualidad, se emplea la unidad de masa atómica (uma) para expresar la masa de los átomos; dicha unidad corresponde a un medio de la masa del átomo de carbono 12.
El mol es la unidad fundamental de cantidad de materia.
Los huevos suelen agruparse por docenas, y las naranjas en gruesas, que equivalen, respectivamente, a 12 y 144 unidades. Para contar cosas tan extraordinariamente pequeñas como los átomos, se necesita un número muy grande. El número de Avogadro (conocido así por ser el científico que planteó las bases teóricas que, más adelante permitieron determinar cuántas partículas había en cierto volumen de gas) es equivalente a un mol de objetos y un mol de átomos o de moléculas equivalen siempre a:
6.02 X 1023
1 docena = 12 objetos
1 mol = 6.023 X 1023 objetos.
El número de Avogadro es un número increíblemente grande, sólo adecuado para ontar
materia a nivel molecular.
El valor del número de Avogadro o mol es tan grande que si, por ejemplo, se apilara un mol de hojas de papel, se formaría una columna que iría desde el Sol hasta la estrella más cercana, Alfa Centauri. Más sorprendente aún: todos los granos de arena que existen en la Tierra no alcanzan a formar un mol; y sin embargo, un mol de moléculas de SiO2 (óxido de silicio o arena) tan sólo equivale a unos 60 gramos de ese material.
El mol es una unidad que nos sirve para conocer el número de partículas que hay en una determinada cantidad de masa. Cuando la masa atómica de un elemento se expresa en gramos, se tiene 1 átomo de C = 12 uma; 1 mol de átomos de C = 12 gramos (6.023 X 1023 átomos) = 12 gramos un número de Avogadro de átomos del elemento.
Sobre cómo determinar la masa molar de un compuesto y la concentración molar de una disolución, entre al menú y en la Antología lea “Masa molar de los elementos y molaridad de una disolución” (III.10).
Fórmulas químicas y sus nombres
Arrastre la figura correspondiente a la representación gráfica de las siguientes fórmulas químicas.
Una fórmula química es la representación de una molécula mediante símbolos químicos de los elementos que la componen. Una fórmula ofrece también información sobre el número de átomos que forman la molécula de un elemento o compuesto. Las fórmulas químicas se escriben de acuerdo a varias reglas importantes:
• Para representar el átomo de un elemento se utiliza el símbolo correspondiente. Por ejemplo, el átomo de oro se representa como (Au) y el del cloro (Cl).
• Si en la formación de un compuesto intervienen más de un átomo de cada elemento, se expresa por medio de subíndices, colocados en el extremo inferior derecho del símbolo del elemento respectivo. Por ejemplo, el ácido nítrico (HNO3) está formado por un átomo de hidrógeno (H), uno de nitrógeno (N) y tres de oxígeno (O3).
• Hay ciertas agrupaciones químicas de elementos que se comportan como si fueran un solo átomo. A estas agrupaciones se les conoce como radicales; el radical nitrato
(NO3 –) del ácido nítrico es un ejemplo de ello.
• También existen algunos radicales con carga positiva. El más conocido es el radical amonio (NH4 +). Para escribir la fórmula de un compuesto formado por dos radicales, deben respetarse los paréntesis correspondientes. Por ejemplo, la fórmula del sulfato de amonio es (NH4)2SO4.
Los radicales, dependiendo de la carga negativa o positiva que tengan, se clasifican en mono, di, o trivalentes, como se indica en la siguiente tabla.
Radical Carga Nombre
SO2-4 2-
Sulfato
CO2-3
2- Carbonato
HCO-3
1- Bicarbonato
PO3-4
3- Fosfato
NH+4
1+ Amonio
La tabla periódica
Es conocido por muchas personas que para consumir agua o frutas y verduras crudas libres de bacterias es necesario agregarles unas gotas o pastillas de desinfectante. Uno de estos productos se emplea ampliamente en todo el país. Comente con sus compañeros y compañeras, vecinos y amigos qué tipo de desinfectante usan para el agua y las verduras y responda las siguientes preguntas.
¿Qué sustancia es la más empleada para desinfectar el agua?
¿Por qué se usarán estas sustancias para desinfectar
verduras o heridas?
¿Qué sustancia (de color café) también es conocida para desinfectar heridas pequeñas?
¿Sabe si hay alguna relación física o química entre ellas? ¿Cuál?
A simple vista, el cloro y el yodo que se usan para desinfectar, tanto agua como verduras, son compuestos que al entrar en contacto con el agua liberan estos elementos químicos que atacan a las bacterias.
Sin embargo, si se analizan con más detalle tanto la estructura como las propiedades químicas de sus átomos, se puede comprobar que poseen muchas características y comportamientos semejantes. La observación sistemática de estas propiedades llevó a los científicos a establecer una clasificación, ordenada y útil de los elementos: la tabla periódica.
Tras las grandes aportaciones hechas a la Química, a finales del siglo XIX, los químicos comenzaron a encontrar similitudes físicas y ciertos comportamientos parecidos entre los elementos conocidos hasta entonces. A medida que se producían más compuestos de los elementos que se descubrían, se podían reconocer también las similitudes en cuanto a la reactividad, es decir, la capacidad que poseen los distintos elementos para reaccionar con otros.
También llamaron la atención aspectos como la variación de masas atómicas, el estado físico o de agregación y otras propiedades de los elementos. Fue en Rusia, en 1871, cuando Dimitri I. Mendeleiev propuso una clasificación completa y confiable de los 63 elementos conocidos hasta entonces.
¿Por qué se usarán estas sustancias para desinfectar verduras o heridas?
Lo asombroso de la Tabla periódica de los elementos propuesta por Mendeliev es que incluyó espacios vacíos para colocar elementos entonces desconocidos. Es decir, el investigador dedujo que si las propiedades físicas y químicas de un elemento no correspondían con las del elemento vecino, de acuerdo con su masa atómica, debía faltar junto a él otro elemento (aún no descubierto), como el galio, el escandio y el germanio. Estas predicciones se volvieron realidad años después con el escubrimiento e inclusión inmediata en la tabla periódica de estos elementos.
Sobre cómo se agrupan los elementos en la Tabla periódica de acuerdo a sus propiedades, entre al menu de su Antología, y lea Grupos y periodos químicos (III.11).
Ponga a prueba sus conocimientos
Indique la familia y el periodo de la Tabla periódica donde se ubican los siguientes elementos.
Elemento Símbolo Familia / Grupo Periodo / Grupo
Hidrógeno
Carbono
Oxígeno
Cloro
El átomo, sus modelos
Observe la siguiente animacion y conteste las preguntas
¿Se observa algún cambio de color?
¿Por qué cree que cada sustancia hizo cambiar de color distinto la flama?
¿Puede servir esto para distinguir sustancias, por ejemplo, unos metales de otros?
Anote a continuación qué observó y coméntelo con sus compañeros y compañeras. Luego, reflexionen con su asesor o asesora sobre lo que puede interpretarse de esta experiencia.
A diferencia de lo que pensaba Dalton, los átomos sí se pueden dividir en partículas más pequeñas. Los átomos están formados por tres partículas: los electrones, los protones y los neutrones.
Los protones (de carga positiva) y los neutrones (sin carga) se encuentran en la parte central del átomo, llamada núcleo. Los electrones se encuentran afuera del núcleo, tienen carga negativa y una masa muy pequeña. En el núcleo se encuentra prácticamente toda la masa del átomo y tiene carga positiva.
Partícula Masa (uma) Carga Ubicación
Protón 1 + Núcleo
Neutrón 1 Neutro Núcleo
Electrón 0.0005 – Alrededor del núcleo
En un átomo neutro la cantidad de electrones es igual a la de protones.
Cuando el número de protones y electrones no es igual, se tiene un átomo con carga eléctrica llamado ion. A los iones positivos se les llama cationes. Cuando la cantidad de electrones es mayor que la de protones, se tiene un átomo con carga negativa llamado anión.
Cuando un átomo neutro gana o pierde electrones se convierte en un ión, es decir, en un átomo con carga eléctrica
Al número de protones que tiene un elemento se le conoce como número atómico y se le representa con la letra Z. La masa atómica es la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo y se representa con la letra A. El número de neutrones que hay en un átomo puede calcularse restando el número de protones (Z) de la masa atómica (A) a través de la expresión:
Número de neutrones = A - Z
En la tabla periódica los elementos se colocan en orden creciente del número atómico. Los isótopos son elementos iguales (por lo tanto tienen el mismo número atómico), pero tienen diferente número de neutrones en el núcleo (por lo tanto varía su masa). Por ejemplo, en el caso del hidrógeno, se tienen tres isótopos:
Protio: 1 protón y 1 electrón.
Si pierde el único un electrón que tiene, se convierte en el catión H+, también conocido como protón (que es la única partícula que le resta).
Deuterio: 1 protón + 1 neutrón (en el núcleo) y 1 electrón.
Tritio: 1 protón + 2 neutrones (en el núcleo) y 1 electrón.
Sobre cómo, en 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962) estableció una hipótesis sobre la estructura atómica, entre al menú y en la Antología lea “El átomo desde Thomson hasta Bohr”(III.12)
Realice el experimento 11 del Manual de experimentos.
La materia, en sus tres estados físicos, está constituida por átomos, las unidades básicas que forman a los elementos y a los compuestos. John Dalton estableció el primer modelo atómico basado en sus determinaciones de masa antes y después de una reacción química. Las leyes ponderales establecen las relaciones de masa entre las sustancias que reaccionan.
La uma es la unidad de masa atómica que corresponde a 1/12 de la masa del carbono 12. El mol es la unidad con que se mide la cantidad de materia que tiene 6.02 x 1023 unidades. La masa molar de un elemento o compuesto es la masa de un mol de átomos o moléculas expresada en gramos y corresponde al número de Avogadro de partículas en gramos. La molaridad es otra forma de expresar concentración y se expresa como las moles presentes en un litro de disolución.
Cómo leer en una fórmula los elementos que forman el compuesto y el número de átomos de cada uno.
La Tabla periódica vigente consiste de familias y de periodos químicos. Las propiedades físicas y químicas de los elementos metálicos y no metálicos de la tabla permiten conocer mejor los materiales y optimizar su aprovechamiento.
En la Tabla periódica se puede encontrar la clasificación de los elementos en familias y periodos, además de su peso y número atómico.
FUENTE:CAROLINACONERVYT.ORG.MX
A medida que se fueron descubriendo nuevos elementos, la Química se enriqueció y avanzó rápidamente, ya que se empezaron a reconocer las regularidades entre ellos y fue posible clasificarlos en una tabla que resume sus propiedades.
Posteriormente, en su afán de conocer de qué están hechas las sustancias, los científicos de finales del siglo XIX y de principios del siglo XX descubrieron que por medio de la electricidad y distintos tipos de radiaciones podían lograr que los fenómenos observados dieran evidencias de cómo es y cómo se comporta la materia.
Veremos que cuando se pudieron contar los átomos y las moléculas, se pudo determinar qué cantidades de sustancia se obtienen a partir de las reacciones, y predecir su comportamiento físico y químico.
En ocasiones habrá visto que al quitarse un suéter de lana o de fibra sintética éste cruje y suelta algunas chispas que brillan en la oscuridad. Otro efecto curioso ocurre cuando frotamos un peine en nuestros cabellos y podemos levantar algunos papelitos con él.
¿Qué son las chispas? ¿Por qué saltan al frotar algunas fibras con otras?
Modelo atómico de Dalton y las leyes ponderales
Si toma un trozo de pan de caja y lo parte en dos.Toma una mitad y la parte nuevamente a la mitad y continua con este procedimiento hasta tener una porción de pan tan pequeña que ya no se pueda cortar, ¿Será la unidad mas pequeña en que se pueda dividir el pan?
¿Hasta dónde es posible estudiar la materia a simple vista?
¿Cómo cree que hacen los científicos para “saber” sobre los átomos y las moléculas, aunque no puedan verlos?
¿Hasta dónde es posible distinguir fracciones de materia a simple vista?
Hace unos 2 400 años, en la antigua Grecia, los filósofos se hacían numerosas preguntas sobre la naturaleza de la materia que formaba las cosas. Demócrito estaba convencido de que la materia la formaron partículas muy pequeñas, que no se podían dividir, a las que llamó átomos. Aristóteles, el filósofo más influyente desde sus días hasta el Renacimiento, sostenía que no existían tales partículas, que lo que había en común entre las cosas del Universo eran los cuatro elementos: aire, fuego, tierra y agua, y esta idea se impuso durante 2 200 años, pero las ideas de Demócrito no fueron del todo olvidadas durante este periodo.
A finales del siglo XVIII, en los inicios del México independiente, John Dalton (1766-1844), maestro inglés, realizó importantes investigaciones sobre cómo se formaban los compuestos químicos, y las relaciones entre las masas de los reactivos y los productos. Dalton encontró que la vieja idea de Demócrito era correcta.
John Dalton postuló el primer modelo de átomo de la época
moderna.
Esa teoría podía ayudar a explicar de forma muy precisa, no sólo sus observaciones y los resultados de sus experimentos, sino la de los químicos que le habían precedido en el estudio de la materia, como Lavoisier.
Dalton postuló una hipótesis sobre la existencia de los átomos, que se resume a continuación.
La materia se compone de partículas muy pequeñas que no se ven, llamadas átomos.
Los átomos de un mismo elemento son idénticos en todas sus propiedades, incluyendo su masa.
Diferentes elementos están hechos de átomos diferentes, por lo que su masa también es diferente.
Los átomos son indivisibles (no se pueden dividir) y conservan sus características durante las reacciones químicas.
En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones simples, por ejemplo: 1 a 1, 2 a 1, 3 a 1, 2 a 3, etc.
Los compuestos químicos se forman de la unión de dos o más átomos, en lo que conocemos como una molécula. La masa molecular es la suma de las masas de los átomos que forman la molécula.
Los átomos se unen, para formar moléculas, en relaciones sencillas de un elemento a otro.
Sobre las leyes que rigen las proporciones en que se combinan los elementos para formar compuestos, entre al menú y en la Antologia lea “Leyes ponderales” (III.9), en su Antología.
Masa atómica y masa molar
Observe las imagenes y conteste las siguientes preguntas.
Hay diferencias entre los frijoles y el arroz. ¿Cuáles son los más evidentes?
¿Qué es evidentemente distinto entre el arroz y los frijoles?
¿Qué propiedades extensivas son diferentes entre ambos?
Intercambie con sus compañeros y compañeras sus respuestas y luego léanlas a su asesor o asesora. Discutan juntos qué aplicaciones puede tener esta actividad.
COMUNIDAD
A partir de la postulación del modelo atómico de Dalton, los químicos se dedicaron a la tarea de conocer la masa de los átomos. A mediados del siglo XIX esa labor no era nada sencilla, ya que los instrumentos con los que se contaba no eran tan precisos como los actuales. El primero que intentó determinar las masas atómicas de algunos elementos fue Dalton; pero varios años después, en 1860, el científico italiano Stanislao Cannizaro (1826-1910) logró construir una tabla correcta de masas atómicas para los elementos conocidos.
Así como a una docena corresponden 12 huevos, a un número de Avogadro o mol de
huevos corresponderían 6.023 x 1023 piezas.
En la actualidad, se emplea la unidad de masa atómica (uma) para expresar la masa de los átomos; dicha unidad corresponde a un medio de la masa del átomo de carbono 12.
El mol es la unidad fundamental de cantidad de materia.
Los huevos suelen agruparse por docenas, y las naranjas en gruesas, que equivalen, respectivamente, a 12 y 144 unidades. Para contar cosas tan extraordinariamente pequeñas como los átomos, se necesita un número muy grande. El número de Avogadro (conocido así por ser el científico que planteó las bases teóricas que, más adelante permitieron determinar cuántas partículas había en cierto volumen de gas) es equivalente a un mol de objetos y un mol de átomos o de moléculas equivalen siempre a:
6.02 X 1023
1 docena = 12 objetos
1 mol = 6.023 X 1023 objetos.
El número de Avogadro es un número increíblemente grande, sólo adecuado para ontar
materia a nivel molecular.
El valor del número de Avogadro o mol es tan grande que si, por ejemplo, se apilara un mol de hojas de papel, se formaría una columna que iría desde el Sol hasta la estrella más cercana, Alfa Centauri. Más sorprendente aún: todos los granos de arena que existen en la Tierra no alcanzan a formar un mol; y sin embargo, un mol de moléculas de SiO2 (óxido de silicio o arena) tan sólo equivale a unos 60 gramos de ese material.
El mol es una unidad que nos sirve para conocer el número de partículas que hay en una determinada cantidad de masa. Cuando la masa atómica de un elemento se expresa en gramos, se tiene 1 átomo de C = 12 uma; 1 mol de átomos de C = 12 gramos (6.023 X 1023 átomos) = 12 gramos un número de Avogadro de átomos del elemento.
Sobre cómo determinar la masa molar de un compuesto y la concentración molar de una disolución, entre al menú y en la Antología lea “Masa molar de los elementos y molaridad de una disolución” (III.10).
Fórmulas químicas y sus nombres
Arrastre la figura correspondiente a la representación gráfica de las siguientes fórmulas químicas.
Una fórmula química es la representación de una molécula mediante símbolos químicos de los elementos que la componen. Una fórmula ofrece también información sobre el número de átomos que forman la molécula de un elemento o compuesto. Las fórmulas químicas se escriben de acuerdo a varias reglas importantes:
• Para representar el átomo de un elemento se utiliza el símbolo correspondiente. Por ejemplo, el átomo de oro se representa como (Au) y el del cloro (Cl).
• Si en la formación de un compuesto intervienen más de un átomo de cada elemento, se expresa por medio de subíndices, colocados en el extremo inferior derecho del símbolo del elemento respectivo. Por ejemplo, el ácido nítrico (HNO3) está formado por un átomo de hidrógeno (H), uno de nitrógeno (N) y tres de oxígeno (O3).
• Hay ciertas agrupaciones químicas de elementos que se comportan como si fueran un solo átomo. A estas agrupaciones se les conoce como radicales; el radical nitrato
(NO3 –) del ácido nítrico es un ejemplo de ello.
• También existen algunos radicales con carga positiva. El más conocido es el radical amonio (NH4 +). Para escribir la fórmula de un compuesto formado por dos radicales, deben respetarse los paréntesis correspondientes. Por ejemplo, la fórmula del sulfato de amonio es (NH4)2SO4.
Los radicales, dependiendo de la carga negativa o positiva que tengan, se clasifican en mono, di, o trivalentes, como se indica en la siguiente tabla.
Radical Carga Nombre
SO2-4 2-
Sulfato
CO2-3
2- Carbonato
HCO-3
1- Bicarbonato
PO3-4
3- Fosfato
NH+4
1+ Amonio
La tabla periódica
Es conocido por muchas personas que para consumir agua o frutas y verduras crudas libres de bacterias es necesario agregarles unas gotas o pastillas de desinfectante. Uno de estos productos se emplea ampliamente en todo el país. Comente con sus compañeros y compañeras, vecinos y amigos qué tipo de desinfectante usan para el agua y las verduras y responda las siguientes preguntas.
¿Qué sustancia es la más empleada para desinfectar el agua?
¿Por qué se usarán estas sustancias para desinfectar
verduras o heridas?
¿Qué sustancia (de color café) también es conocida para desinfectar heridas pequeñas?
¿Sabe si hay alguna relación física o química entre ellas? ¿Cuál?
A simple vista, el cloro y el yodo que se usan para desinfectar, tanto agua como verduras, son compuestos que al entrar en contacto con el agua liberan estos elementos químicos que atacan a las bacterias.
Sin embargo, si se analizan con más detalle tanto la estructura como las propiedades químicas de sus átomos, se puede comprobar que poseen muchas características y comportamientos semejantes. La observación sistemática de estas propiedades llevó a los científicos a establecer una clasificación, ordenada y útil de los elementos: la tabla periódica.
Tras las grandes aportaciones hechas a la Química, a finales del siglo XIX, los químicos comenzaron a encontrar similitudes físicas y ciertos comportamientos parecidos entre los elementos conocidos hasta entonces. A medida que se producían más compuestos de los elementos que se descubrían, se podían reconocer también las similitudes en cuanto a la reactividad, es decir, la capacidad que poseen los distintos elementos para reaccionar con otros.
También llamaron la atención aspectos como la variación de masas atómicas, el estado físico o de agregación y otras propiedades de los elementos. Fue en Rusia, en 1871, cuando Dimitri I. Mendeleiev propuso una clasificación completa y confiable de los 63 elementos conocidos hasta entonces.
¿Por qué se usarán estas sustancias para desinfectar verduras o heridas?
Lo asombroso de la Tabla periódica de los elementos propuesta por Mendeliev es que incluyó espacios vacíos para colocar elementos entonces desconocidos. Es decir, el investigador dedujo que si las propiedades físicas y químicas de un elemento no correspondían con las del elemento vecino, de acuerdo con su masa atómica, debía faltar junto a él otro elemento (aún no descubierto), como el galio, el escandio y el germanio. Estas predicciones se volvieron realidad años después con el escubrimiento e inclusión inmediata en la tabla periódica de estos elementos.
Sobre cómo se agrupan los elementos en la Tabla periódica de acuerdo a sus propiedades, entre al menu de su Antología, y lea Grupos y periodos químicos (III.11).
Ponga a prueba sus conocimientos
Indique la familia y el periodo de la Tabla periódica donde se ubican los siguientes elementos.
Elemento Símbolo Familia / Grupo Periodo / Grupo
Hidrógeno
Carbono
Oxígeno
Cloro
El átomo, sus modelos
Observe la siguiente animacion y conteste las preguntas
¿Se observa algún cambio de color?
¿Por qué cree que cada sustancia hizo cambiar de color distinto la flama?
¿Puede servir esto para distinguir sustancias, por ejemplo, unos metales de otros?
Anote a continuación qué observó y coméntelo con sus compañeros y compañeras. Luego, reflexionen con su asesor o asesora sobre lo que puede interpretarse de esta experiencia.
A diferencia de lo que pensaba Dalton, los átomos sí se pueden dividir en partículas más pequeñas. Los átomos están formados por tres partículas: los electrones, los protones y los neutrones.
Los protones (de carga positiva) y los neutrones (sin carga) se encuentran en la parte central del átomo, llamada núcleo. Los electrones se encuentran afuera del núcleo, tienen carga negativa y una masa muy pequeña. En el núcleo se encuentra prácticamente toda la masa del átomo y tiene carga positiva.
Partícula Masa (uma) Carga Ubicación
Protón 1 + Núcleo
Neutrón 1 Neutro Núcleo
Electrón 0.0005 – Alrededor del núcleo
En un átomo neutro la cantidad de electrones es igual a la de protones.
Cuando el número de protones y electrones no es igual, se tiene un átomo con carga eléctrica llamado ion. A los iones positivos se les llama cationes. Cuando la cantidad de electrones es mayor que la de protones, se tiene un átomo con carga negativa llamado anión.
Cuando un átomo neutro gana o pierde electrones se convierte en un ión, es decir, en un átomo con carga eléctrica
Al número de protones que tiene un elemento se le conoce como número atómico y se le representa con la letra Z. La masa atómica es la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo y se representa con la letra A. El número de neutrones que hay en un átomo puede calcularse restando el número de protones (Z) de la masa atómica (A) a través de la expresión:
Número de neutrones = A - Z
En la tabla periódica los elementos se colocan en orden creciente del número atómico. Los isótopos son elementos iguales (por lo tanto tienen el mismo número atómico), pero tienen diferente número de neutrones en el núcleo (por lo tanto varía su masa). Por ejemplo, en el caso del hidrógeno, se tienen tres isótopos:
Protio: 1 protón y 1 electrón.
Si pierde el único un electrón que tiene, se convierte en el catión H+, también conocido como protón (que es la única partícula que le resta).
Deuterio: 1 protón + 1 neutrón (en el núcleo) y 1 electrón.
Tritio: 1 protón + 2 neutrones (en el núcleo) y 1 electrón.
Sobre cómo, en 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962) estableció una hipótesis sobre la estructura atómica, entre al menú y en la Antología lea “El átomo desde Thomson hasta Bohr”(III.12)
Realice el experimento 11 del Manual de experimentos.
La materia, en sus tres estados físicos, está constituida por átomos, las unidades básicas que forman a los elementos y a los compuestos. John Dalton estableció el primer modelo atómico basado en sus determinaciones de masa antes y después de una reacción química. Las leyes ponderales establecen las relaciones de masa entre las sustancias que reaccionan.
La uma es la unidad de masa atómica que corresponde a 1/12 de la masa del carbono 12. El mol es la unidad con que se mide la cantidad de materia que tiene 6.02 x 1023 unidades. La masa molar de un elemento o compuesto es la masa de un mol de átomos o moléculas expresada en gramos y corresponde al número de Avogadro de partículas en gramos. La molaridad es otra forma de expresar concentración y se expresa como las moles presentes en un litro de disolución.
Cómo leer en una fórmula los elementos que forman el compuesto y el número de átomos de cada uno.
La Tabla periódica vigente consiste de familias y de periodos químicos. Las propiedades físicas y químicas de los elementos metálicos y no metálicos de la tabla permiten conocer mejor los materiales y optimizar su aprovechamiento.
En la Tabla periódica se puede encontrar la clasificación de los elementos en familias y periodos, además de su peso y número atómico.
FUENTE:CAROLINACONERVYT.ORG.MX
NUMEROS CUANTICOS.SUN SIGNIFICACION.
Los cambios descubiertos en la estructura atómica, con otra interpretación en la regla de Madelung.
La regla de Madelung se utiliza para predecir las estructuras electrónicas con el nombre de regla n+l. Han sido descritas reglas similares como el principio de Aufbau, el principio de construcción, la regla de diagonales o el propio Sistema Periódico de los elementos. Son complementarias las reglas de Hund, el diagrama de Moeller, el Principio de exclusión de Pauli, etc.
Aquí esta regla se presenta con algunas modificaciones, destacando otros puntos de vista. Para resaltar su valor, hay que evitar, de momento, las interpretaciones físicas dadas a sus números. Es conveniente sustituir el nombre de un átomo por el de su número, porque su número es el gran protagonista. Posee un lugar único y concreto asociado a un orden de construcción simétrica, con características a las que corresponderá una actitud física.
Su posición puede definirse con dos referencias bidimensionales, como en un juego de cuadrículas perpendiculares y en los casos complejos la regla puede ampliarse modificada hasta necesitar 4 referencias diferentes, como ocurre para el principio de exclusión de Pauli.
Lo importante para comprender sus sorprendentes atribuciones consiste en recordarlas simultáneamente. No son más difíciles que sería el reglamento de un juego. La regla aparentemente consiste en una forma de predicción de la estructura de los átomos. Una estructura que se distribuye entre niveles y subniveles.
El número de niveles es conocido como n y los distintos subniveles con el número l. Aunque también el número l tiene que representar, con otra forma, al número de componentes de los subniveles.
La naturaleza es tan asombrosa a veces, como autora y protagonista de las matemáticas, que convierte esta distribución en un orden de sorprendentes facultades.
Así, una misma suma con distintos niveles y subniveles muestra algunas de esas atribuciones especiales. Las diferentes combinaciones de dos cifras que sumen un mismo número forman un período. Por ejemplo, una suma de 7, con parejas de distintos números n+l, puestos en orden forman un período completo.
Es decir, la suma de 4 +3, 5+2, 6+1 y 7+0 en sucesión creciente de n asegura un orden de atribuciones.
En la práctica, representamos aquí los casos de posibles números n+l, con su orden para ocho periodos.
8 =5+3=6+2=7+1=8+0.
7 =4+3=5+2=6+1=7+0.
6 =4+2=5+1=6+0.
5 =3+2 =4+1=5+0.
4 =3+1=4+0.
3 =2+1=3+0.
2 =2+0.
1 =1+0.
El conjunto de todos los períodos posibles forman a su vez un sistema simétrico. Un sorprendente comportamiento para la fisica teórica. Para introducirnos en sus peculiaridades debemos seguir las observaciones a una descripción geométrica de sus componentes, dispuestas en el cuadro siguiente.
TABLAS 1. REGLA N+L. ORDEN DE LLENADO
Orden de ___niveles__
(a) =n+l
1
..........
2
..........
3
..........
4
..........
5
..........
6
..........
7
..........
8
..........
(b)
(c)
Atomos
8
14
10
6
2
32
X. 120
7
14
10
6
2
32
Ra 88
6
10
6
2
18
Ba 56
5
10
6
2
18
Sr 38
4
6
2
8
Ca 20
3
6
2
8
Mg 12
2
2
2
Be 4
1
2
2
He 2
2
8
18
32
32
18
8
2
Orden de ___niveles__
(a) =n+l
1
..........
2
..........
3
..........
4
..........
5
..........
6
..........
7
..........
8
..........
(b)
(c)
Atomos
8
14 (17)
10(18)
6(19)
2(20)
32
X. 120
7
14(13)
10(14)
6(15)
2(16)
32
Ra 88
6
10(10)
6(11)
2(12)
18
Ba 56
5
10(7)
6(8)
2(9)
18
Sr 38
4
6(5)
2(6)
8
Ca 20
3
6(3)
2(4)
8
Mg 12
2
2(2)
2
Be 4
1
2(1)
2
He 2
2
8
18
32
32
18
8
2
La línea horizontal superior indica el orden de niveles con número n.
El orden vertical de la columna (a) 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, no es un orden simple, también es la condición de la suma ya indicada, impuesta a cada línea. El primer número n debe ser el mayor para contener al segundo. Así, con el 1, de mínimo número n, el número l tiene que ser el cero.
Como era previsible, ninguna pareja de números repite, es decir son combinaciones exclusivas. Una modificación adoptada en esta regla, consiste en dar una capacidad para el orden de todos los electrones del sistema, por lo tanto, para distinguir a dos polaridades el número l debe doblar su capacidad.
En esta tabla, si el valor l corresponde a 0, 1, 2, 3, sus componentes toman cifras de una doble sucesión de números impares 1, 3, 5, 7= (2l+1) y se convierten en 2(2l+1) = 2, 6, 10 y 14 referidos a su capacidad de electrones. Y los subniveles l que componen el orden vertical debajo de cada nivel n, son sustituidos por el número de sus componentes.
Entre paréntesis figura el orden de la incorporación que debe coincidir con el orden de número y energía fundamental de los átomos.
Algo confuso. ¿no? Resumiendo:
Las líneas horizontales, son de igual suma n y también coinciden con números atómicos sucesivos que separan los llamados períodos.
Si prescindimos de los paréntesis y de significados físicos se ve que el cuadro corresponde a órdenes muy sencillos, aunque sea una versión geométrica de condicionantes físicas. Estas introducen complejidades que a veces llenan de confusión y dejan sin explicación otros aspectos importantes de las relaciones que aquí serán decisivas.
Llamemos orden de llenado de niveles al orden vertical que los incrementa desde 2 a 14.
Llamemos orden de llenado de períodos a la sucesión de las distintas series de líneas horizontales.
Veremos qué mientras el orden de períodos se compone con números atómicos sucesivos de distintos subniveles, el llenado de niveles se produce con subniveles de distintos números sucesivos.
Mientras el orden de los niveles se llena verticalmente con subniveles l crecientes (2, 6, 10, 14), el orden período se muestra compuesto por subniveles l decrecientes (14, 10, 6, 2). Observemos entonces que el subnivel más alto de cada columna es también el primer miembro del período a su derecha, es decir, pertenece a ambas partes de una simetría bidimensional.
Estos números mágicos de la regla nos invitan a investigar esta relación de simetría entre los órdenes de niveles y órdenes de periodo. Dos direcciones cualitativamente extrañas que deben amparar numerosas implicaciones físicas si descubren relaciones ignoradas. Note que el contenido de cada nivel anticipa el orden simétrico del periodo perpendicular implicado, luego cada nivel como sucede en las células contiene toda la información de la construcción del un sistema a su medida.
Por ejemplo, si en el Sistema Solar se observaran estas reglas, cada planeta contendría la informaciónde todo un sistema solar hasta su medida, y por tanto, estándo Júpiter en un mayor nivel contendría en sí mismo la información de la historia de la estructura de todo el sistema solar.
Esto parece imposible porque sería necesario demostrar la existencia en el sistema solar, de los niveles, simetrías y equivalencias que en la regla se exigen. Pero además, la regla se refiere a una estructura cuya simetría parece despreciar relacionarse directamente con la energía, la masa, la distancia, la densidad, las fuerzas, etc. Es decir, la regla parece desentenderse del resto de la física. Sin embargo, trataremos esto después.
Mientras, obsérvese que cada línea de períodos añadidos a las anteriores produce una simetría general en la distribución de electrones acumulados. Es decir: 2, 2-2, 2-8-2, 2-8-8-2, 2-8-18-8-2, 2-8-18-18-8-2, 2-8-18-32-18-8-2, 2-8-18-32-32-18-8-2, electrones. Sus estructuras corresponden a los átomos con el número 2, 4, 12, 20, 38, 56, 88 y 120, conocidos como He, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, y X que son señalados en la columna (b).
La aparente condición fundamental de esta regla es la formación de átomos simétricos para todos sus períodos completos. La regla establece átomos que de hecho están en la realidad. Sin embargo, esta simetría asocia a la formación de los átomos indicados, una equivalencia entre niveles no citada en ninguna ley.
Para no tener que imaginar, sería conveniente antes de proseguir, exigirle a la regla una prueba de su consistencia, sometiéndola a una contrastación con una física real, con medidas como única interpretación.
Advertimos antes que la terminología científica distingue la capacidad de los subniveles 2, 6, 10,14 con las letras 2=s, 6=p, 10=d y 14=f.
En el cuadro siguiente figuran sobre puntos las medidas en angstroms, de los radios atómicos más conocidos por sucesión de su número atómico. Esto permite trasladar el tamaño de la superficie o límites de los átomos como si fuesen medidas visibles.
Figura 1. Radios atómicos.
Por las medidas obtenidas vemos la formación de grupos de puntos, cifras en orden descendente, con algunas excepciones explicables como sobreposiciones entre simetrías que pueden justificarse por separado. Estos grupos están compuestos por los subniveles que forman las partes de los períodos. Coinciden con los grupos de 2, 8, 8, 18, 18, 32 conjuntos separados. Los subniveles están designados con su capacidad, letra y los dos números atómicos que los limitan. Los paréntesis indican el nivel al que se agregan las subcapas. Este orden coincide con el del Sistema Periódico de los elementos.
La diferencia para su coincidencia con el orden de la regla consiste en tener que contar sus períodos después de 2s. Entonces el orden de agregación sigue con subniveles sucesivamente menores para obtener la simetría general de la regla por períodos de 2, 2, 8, 8, 18, 18, 32... (Vea la columna (b) de la regla y el margen superior de la figura de radios). Así, mientras cada período de la regla se forma con subniveles de distintos niveles en los períodos de la figura se repiten los subniveles s y p del mismo nivel.
Si llamamos pasos a la diferencia entre los radios, de sucesivos números, el promedio de los pasos sobrepasan el doble de su compresión al cambiar de subniveles. (0,279, 0,129, 0,054 y 0,024 , para 2, 6, 10 y 14). (Vea tabla 6 y 7 al final).
Aquí resalta una cuestión difícilmente explicable: los pasos al añadir electrones contraen el radio del átomo. ¿Se imaginan un depósito donde al añadir contenido se hace más pequeño? Algunos radios atómicos reducen su tamaño más de la mitad con el llenado de un solo subnivel. Por ejemplo, sucede al llenar los subniveles del 5 al 10 o del 13 al 18.
De momento, por faltar una explicación satisfactoria, la incorporación de electrones se ha trasladado a una dimensión perpendicular. En física general, se llama angular. No obstante, también es de difícil interpretación que un espacio añadido a una órbita reste espacio al radio salvo admitir que los electrones no necesitan espacio. Pero necesitan una física capaz de sustituir al radio a cambio de energía, masa, carga, etc.
Aún así, esta física tendría que aplicarse sobre niveles con simetría y órbitas con espacio restado de la dimensión general.
De este modo, la regla indica partes comprimidas por los componentes de un nivel, en simetría perpendicular con partes que se extienden a lo largo de la estructura. Con un orden experimental en la tabla de radios y una diferencia con el orden adoptado por el sistema periódico. Esta diferencia, se inicia con la formación del primer octeto 2s y 6p que se afirma en el interior de cada nivel y altera el orden de los períodos sucesivos de la regla. Octetos señalados por Gilbert N. Lewis.
La imposición del octeto parece deberse a una coincidecia con las condiciones que requiere la generación de los períodos. Al parecer, una misma direccion entre pasos similares produce una asociación común.
Dentro de los niveles que componen el Sistema Periódico, esto coincide en el octeto formado por los subniveles 2s y 6p. (Vea esta sucesión entre 2s y 6p. Tabla 7). Así los pasos de 2s cambian sus promedios cuando están aislados en el primero y último nivel. (Vea los pasos de los numeros 1-2 y 87-88 )
Es interesante tener que asumir en este caso que los promedios sustituyen a la uniformidad que requiere los números enteros y sus simetrías, dentro de los átomos.
Ellos son una característica de la mecánica cuántica, la distribución en la física de resonancias y la regla n+l. En este caso se supone que forman grupos de simetría entre límites de resonancia de caja. Es evidentemente necesario romper la superficie para comprobar su interior y solo puede hacerse con la destrucción de su orden. No hay posibilidad de conocerlo directamente.
Antes de continuar es necesario clarificar otra posible confusión. Para obtener el orden correspondiente a los niveles desde la tabla de radios se tienen que apilar los períodos uno encima de otro en la forma que indica la regla. La necesidad de este amontonamiento para construir el orden de los niveles nos indica que la estructura interior del átomo no puede corresponder directamente al orden de los radios de estos periodos. Quedan como importantes testimonios de puntuales referencias.
Prácticamente, a partir del tercer nivel el orden de cada nuevo período comienza por niveles interiores. Si se extrae o se inserta un electrón del nivel 14, este traspasará dos niveles ya intercalados, sin importar la condición de supuestas corazas circulares o esféricas, que otros niveles interponen en el camino. No manifestará huellas de roturas ni astillas que distingan especialmente estas penetraciones. Su período se enlaza normalmente con el final del octeto anterior.
Quizá sería conveniente repasar para seguir a las nuevas preguntas.
La ciencia actual trata de explicar la estructura atómica, mediante la idea de las partículas de DeBroglie y la ecuación de onda de Schrödinger.
Sin embargo a nuestra escala en la naturaleza, no existe la experiencia de esas partículas ondas. Realmente, no sabemos cómo suceden. Lo mismo ocurre con la interpretación de la rotación del electrón. Aunque sus ecuaciones parecen representar rotaciones y direcciones, explicando otro comportamiento de una determinada energía.
Pero, nosotros tenemos el desafío de sustituir el radio perdido con la incorporación de energía, masa y carga.
El problema podría hallarse, en las diferentes formas de expresión, que una misma física dispone. La relatividad de Einstein ha curvado el espacio absorbiéndolo y asociándolo a la condensación de una masa. Para la relatividad, existe una equivalencia entre masa energía y el espacio de curvatura, implícito en el átomo.
El átomo se acepta como la energía electromagnética que conforma la fórmula E = mc2. También los efectos gravitatorios en el átomo son proporcionales a la masa y son inversamente proporcionales al cuadrado de distancia.
Si nosotros exigimos más consecuencias reales para E= mc2, esta debiera contener también una estructura cuántica con la implicación geométrica y simétrica de números enteros. Y ser aplicable igualmente al Sistema Solar. Para esto, tenemos que incorporar en el átomo el concepto de agregación para la gravedad y la desagregación para la fuga con electrones acumulados en niveles corazas y con ionización de electrones.
Hemos visto cómo la naturaleza mantiene determinados juegos matemáticos fundamentales para formar sus estructuras. Debemos suponer que la regla está unida a los elementales números del orden cuántico y también adopta el Principio de Laves de mayor simetría posible.
Por ejemplo, R.B. Woodward (Nobel) y R. Hoffmann, muestran en La Conservación de la Simetría Orbital, la existencia de una geometría de equilibrio que evita las reacciones, por razones geométricas. Necesitamos algunas explicaciones sobre la posición del número de componentes de los subniveles. La doble sucesión impar 2(1, 3, 5, 7)= 2, 6, 10, 14. La agregación de electrones en el átomo estable es igual al orden de agregación de energía fundamental. El no formar un solo periodo lineal indica la rotura de la continuidad lineal. Así, cada subnivel o nivel es una fragmentación de esa continuidad.
Podemos rechazar las siguientes líneas como argumento absurdo si no aceptamos más que lo demostrable y proseguir luego con demostraciones.
Un origen elemental para una simetría sería un punto sobre una línea con adición de pares de puntos alrededor del central, formando series separadas por repulsión, de 1, 3, 5, 7 puntos. Con exigencias de repulsión geométrica, un ejemplo requiere un enfrentamiento para una doble dimensión simétrica, una repetición o reflexión simultánea respecto a otro eje central. Los 2(1, 3, 5, 7), aparecen en una distribución de crecimiento, como en la figura.
-3., -2, -l.,...0....+l, +2, +3,
-2, -l., 0, +l, +2,
-l., 0, +l,
...0...
...0...
-l., 0, +l,
-2, -l., 0, +l, +2,
-3., -2, -l.,...0....+l, +2, +3,
Si 4 nuevos electrones incrementan la capacidad de sucesivos subniveles, en repulsión simétrica, estos se situarán en los extremos de un espacio cuadrado. Estas separaciones también se asocian con la regla de Hund para lugares antiparalelos. Sumando las series sucesivamente se obtiene 2n2 = 2, 8, 18, 32 que indica la capacidad de los distintos niveles atómicos. Si ellos deben asumir un espacio radial desaparecido, deben poseer espacio radial propio que permita el paso de otras partes de construcción.
Los anillos de los planetas grandes demuestran un plano central, entonces estos electrones podrían adaptar una figura esférica con las polaridades como el efecto de Coriolis.
Figura 2.
Añadiendo exigencias, tendrán que adaptarse a la disposición de los números cuánticos. Fig. 3.
.
Figura 3. De los números cuánticos.
La adaptación de los números cuánticos se obtiene con 4 números coordinados para pequeños círculos como cuadrículas especiales donde se mide su asimetría. Son designados con las letras n., l, m, y s. Indican el estado de un electrón en orden de energía.
De momento, basta con saber sobre estos números lo siguiente:
(n) La columna n indica entre los extremos de igual número el orden de composición de cada nivel. Estos números normalmente también se indican en con letras mayúsculas. Su orden numérico 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, equivale a K, L, M, N, O, P, Q. Sin embargo las letras mayúsculas se utilizan aquí para la fila L.
(l) La columna l designa los límites de los subniveles con los números o sus letras. Las letras obedecen a un origen histórico. Indica los lugares antiparalelos de Hund en filas opuestas.
(m) Designa el orden de configuración interna o valores de separación magnética de sus componentes.
Considerando la física cuántica, como la mecánica de la alteración de los estados fundamentales de la materia o la energía, no hay indicaciones del estado de la agregación de electrones, sin separación magnética.
(s) Designa las dos polaridades o giros antiparalelos, en este caso, situados en distintos hemisferios, -1/2 y +1/2.
Cuando interviene una acción magnética esos cuatro números nos muestran su estructura escalonada por el desdoblamiento de su energía. Muchos autores utilizan los cuatro números con intervención del campo magnético, con la denominación de n, l, ml y ms.
(a) Indica la capacidad en electrones.
(L) Este orden designa los contenidos de la regla y los lugares de las previsibles transiciones. Indica el orden, de distintos valores implicados, de asimetría angular, en un momento órbital.
No confundir el orden de capacidad, con el orden del llenado sucesivo. Sabemos que el orden de la ocupación simétrica de niveles se invierte en cada periodo al pasar el medio lleno. Para la mayoría de los físicos, los lugares sin ocupar no existen, sin embargo ellos se quedan aquí para mantener el orden que designa las posibles transiciones por alteración. (Próximamente añadiremos un apéndice con la utilidad de esta figura para la representación de transiciones).
Ha llegado el momento de seguir la cuestión importante, dejada atrás, cuando se advirtió una simetría perpendicular extraordinaria y extraña. La propuesta se plantea porque la existencia de un radio para un nivel sería demostrable para otra lógica simple y sorprendente. Sin embargo, este nuevo planteamiento no pretende invocar una mayor lógica, sino llegar a demostraciones prácticas. Los argumentos disponibles hasta ahora no permitían demostraciones.
La regla no puede desentenderse de su repercusión física. Las simetrías por períodos de la regla, el orden de radios atómicos y del Sistema Periódico, no pueden ser espirituales. Tenemos ocasión de efectuar una curiosa prueba:
Distribuir los promedios que corresponden a los componentes de cada nivel. Vea tabla 2. También vea tablas 6 y 7, al final.
Comprobamos que por otra parte las medidas de sus promedios también sugieren la construcción natural de una simetría general para el sistema.
TABLA 2 ORDEN DE LLENADO EN PROMEDIOS DE COMPRESIÓN
Orden de ___niveles__
(a) =n+l
1
..........
2
..........
3
..........
4
..........
5
..........
6
..........
7
..........
8
..........
(b)
(c)Atomos
8
0,0242
0,0537
0,129
0,279
32
X. 120
7
0,0242
0,0537
0,129
0,279
32
Ra 88
6
0,0537
0,129
0,279
18
Ba 56
5
0,0537
0,129
0,279
18
Sr 38
4
0,129
0,279
8
Ca 20
3
0,129
0,279
8
Mg 12
2
0,279
2
Be 4
1
0,279
2
He 2
2
8
18
32
32
18
8
2
Debe existir una conexión entre la regla y la física todavía sin reconocer.
La ley de Avogadro nos dice que las partículas de los gases tienen la posibilidad de adquirir velocidades y las direcciones infinitas. Pero ellas deben cumplir un promedio fijo de masa, velocidad y espacio por partícula para que en una dimensión macrofísica superior sólo afecte el promedio fijo. Todo lo que se permite a la partícula individual son libertades prestadas a su menor dimensión.
La simetría por tiempo de los péndulos les permite una infinidad, de posiciones instantáneas que inevitablemente tendrán que cumplir un promedio a cuenta de una finalidad superior. La misma incertidumbre no es más que un principio que tiene que someterse a una simetría por tiempo.
No disponemos de otros argumentos. Nosotros sabemos de algunas magnitudes físicas como los valores de radios individuales, como una forma de libertades prestadas, tendrían que ser relacionadas con 2, 8, 18, 32, 18, 8, 2. ¿Qué transformación o síntesis físicas permite equivalencias con números enteros y uniformes para estos componentes?
En una oscilación electromagnética la energía del campo magnético y la energía del campo eléctrico se transforman recíprocamente. Los transformadores se benefician del fenómeno oscilatorio para aplicarlo a números enteros de sus vueltas, con resultados fijos.
Tenemos distintas propiedades asociadas a una unidad de masa, una carga y una energía. Además una capacidad de unirse a otros formando un primer agrupamiento como subnivel y un segundo agrupamiento como nivel. Tenemos una suma de masas para subniveles y niveles. A través de la regla disponemos de un orden sucesivo de construcción.
Las reglas de simetría necesitan la existencia de una forma de equivalencia entre niveles. La equivalencia en la naturaleza no debe ser necesariamente equidistancia, es bastante con una transformación equivalente para una simetría. Para las propiedades de carga existe una simeria entre protones y electrones.
Un sistema solar mostrado separadamente, en velocidades, distancias, masas o energía presentaría propiedades distintas de una sola cosa. Si pueden convertirse en equivalentes, la regla no ve sus diferencias. La simetría de la regla da por supuesto un orden de distancias en equivalencias uniformes. Pero una propiedad que tenga pasos por cuadrados o múltiplos de distancia, no tendría equivalencias en distancias lineales. Sin embargo, sí la propiedad de una velocidad, distancia o tiempo, implica una determinada masa, tendríamos un sistema perfecto, para justificar la estructura de la regla. Y podemos construir una estructura atómica, como un sistema solar elemental.
No obstante, ellas no serían suficientes para predecir nuestro sistema solar. Sin embargo, una distribución regular de la masa en las estrellas puede ser descrita a través la asterosismología. Y, el sistema solar coincide con estructuras y niveles regulares en un modelo que predice las distancias y las velocidades planetarias. Consulte "Sobre la Estructura del Sistema Solar" http://perso.wanadoo.es/30127/
Pero aún faltarían más piezas del rompecabezas, la simetría, entre las masas de las órbitas, o la medida de masas y el radio de los planetas. Nos falta el conocer las equivalencias entre transformaciones. Tampoco sabemos dónde están las cargas.
Parece que hemos terminado.
Pero disponemos de un concepto que aparece en el sistema solar que no aparece en los átomos y otro que aparece en los átomos y no aparece en el sistema solar. Ambos conceptos se refieren a un mismo fenómeno. Recordemos que la desaparición de espacio en radios atómicos, coincidía con la teoría de la relatividad condensando distintas densidades en los espacios electrónicos, que forman los subniveles. Y las diferentes densidades tienen gran importancia para la presencia de las medidas simétricas en la estructura.
Con esto no disponemos de una razón física para la carga pero sí de una razón cualitativa entre unidad de carga-masa y radios independientes. Una mayor compresión de electrones sería una mayor compresión de cargas que estaría relacionada con una proporcional compresión en subniveles y niveles.
El sistema solar no dispone de una asociación entre carga y masa, pero dispone de una distinta compresión, entre sus masas planetarias.
En las primeras ecuaciones de la física atómica se sorprendían los físicos porque los radios del electrón o de una partícula cargada tenían que ser inversamente proporcionales a su masa. Hoy se admite que la masa aumenta con la compresión. Hemos llegado a un punto decisivo de este trabajo. La masa energía tiene que permanecer simétrica con promedio de unidades conocidas de números enteros. Luego, cuando el radio aumente o disminuya tiene que mantener en igual medida la relación m/r.
Este concepto es utilizado como medida en el Sistema Solar, componiendo la velocidad de escape.
La velocidad de escape es menospreciada como concepto fundamental, sin embargo, representa la fuerza antigravedad.
La aceleración sobre una masa unidad tiene la magnitud G(m/r2), dónde m es la masa del cuerpo que atrae, r es la distancia entre los centros de masa.
Velocidad de escape2= 2GM/R o Velocidad de escape = (2G x M/R)1/2
G es la constante de gravitación igual a 6.670 x 10-8 cm2/gram sec2.
Estas relaciones supuestas no pueden probarse directamente en el átomo pero sí podemos hacerlo en el sistema solar advirtiendo su relación con la simetría general. Vea las velocidades de escape correspondientes a los planetas del sistema solar, en la tabla 3. En ellas no se aprecian niveles, ni simetrías.
TABLA 3 . VELOCIDADES DE ESCAPE DE PLANETAS
Planetas
..........
Distancia
Orbita(km)
Radio
(km)
(Masa
(kg)
Velocidad
de escape
Proporción
/1,919
Simetria
atómica
Mercurio
57910
2439
3.30e23
4.2
2.19
Venus
108200
6052
4.87e24
10.4
5,42
Tierra
149600
6378
5.98e24
11.2
5,83
Marte
227940
3398
6.42e23
5.0
2.6
Jupiter
778000
71492
1.90e27
59.5
31
Saturno
1429000
60268
5.69e26
35.5
18,49
Urano
2870990
25559
8.69e25
21.3
11,1
Neptuno
4504300
24764
1.02e26
23.5
12,24
Plutón
5913520
1160
1.32e22
1.3
0.68
Pero veamos lo que ocurre situando sus medidas en el orden de niveles simétricos de caja de resonancia construida sólo, con los argumentos geométricos clásicos del modelo http://perso.wanadoo.es/30127/
Significa la transformación de un espacio esférico, en una caja de resonancia cuadrada. Es la posible equivalencia física de espacios al alejarse de un punto central, obtenida por concentrarse o extenderse en igual proporción.
TABLA 4. VELOCIDADES DE ESCAPE CON SIMETRIAS
Planetas
..........
Distancia
Orbita(km)
Radio
(km)
(Masa
(kg)
Velocidad
de escape
Proporción
/1,919
Simetria
atómica
Mercurio
57910
2439
3.30e23
4.2
2.19
2
Venus/Marte
291750
3099
5,51e24
15,4
8.02
8
Tierra/Neptuno
583500
11967
1.08e26
34.7
18,08
18
Jupiter
778000
71492
1.90e27
59.5
31
32
Saturno
1429000
60268
5.69e26
35.5
18,49
18
Urano
2870990
25559
8.69e25
21.3
11,1
8
Plutón
5913520
1160
1.32e22
1.3
0.68
2
La simetría de los niveles, encuentra a dos parejas de planetas que coinciden con su suma en otro lugar. En ese caso, Neptuno y Tierra formaban un planeta anterior, en un lugar de asteroides, convertido el punto central. Recordemos que se atribuye la inclinación de Urano y la órbita de Plutón a los desplazamientos en el origen del sistema.
Tablas complementarias usadas.
Números y radio correspondientes a los períodos de la figura 1.
TABLA 5. RADIOS ELECTRONICOS EN PERIODOS
87
2.70
88
2.33
2s(7)
81
2.08
82
1.81
83
1.63
84
1.53
85
1.43
86
1.34
6p(6)
71
2.25
72
2.16
73
2.09
74
2.02
75
1.97
76
1.92
77
1.87
78
1.83
79
1.79
80
1.76
10d(5)
57
2.74
58
2.70
59
2.67
60
2.64
61
2.62
62
2.59
63
2.56
64
2.54
65
2.51
66
2.49
67
2.47
68
2.45
69
2.42
70
2.40
14f(4)
55
3.34
56
2.78
2s(6)
49
2.00
50
1.72
51
1.53
52
1.42
53
1.32
54
1.24
6p(5)
39
2.27
40
2.16
41
2.08
42
2.01
43
1.95
44
1.89
45
1.83
46
1.79
47
1.75
48
1.71
10d(4)
37
2.98
38
2.45
2s(5)
31
1.81
32
1.52
33
1.33
34
1.22
35
1.12
36
1.03
6p(4)
21
2.09
22
2.00
23
1.92
24
1.85
25
1.79
26
1.77
27
1.67
28
1.62
29
1.57
30
1.53
10d(3)
19
2.77
20
2.23
2s(4)
13
1.82
14
1.46
15
1.23
16
1.09
17
0.97
18
0.88
6p(3)
11
2.23
12
1.72
2s(3)
5
1.17
6
0.91
7
0.75
8
0.65
9
0.57
10
0.51
6p(2)
3
2.05
4
1.40
2s(2)
1
0.79
2
0.49
2s(1)
TABLA 6. PROMEDIOS DE COMPRESION DE SUBNIVELES
Números
..........
Subnivel
..........
Orden
..........
Radios
..........
Compresión
...............
Paso
..........
Promedios
por paso
1-2
2
(1)
0,79- 0,49
0,30
/2
0,15
3-4
2
(2)
2,05 -1,40
0,65
/2
0,325
11-12
2
(4)
2,23- 1,72
0,51
/2
0,255
19-20
2
(6)
2,77- 2,23
0,54
/2
0,27
37-38
2
(9)
2,98 -2,45
0,53
/2
0,265
55-56
2
(12)
3,34- 2,78
0,56
/2
0,28
87-88
2
(16)
2,70- 2,33
0,37
/2
0,185
Promedio general de 5 con octetos
0,558
/2
0,279
..............
Promedio general de 2 sin octetos
0,335
/2
0,167
5-10
6
(3)
1,17- 0,51
0,66
/6
0,11
13-18
6
(5)
1,82- 0,88
0,94
/6
0,157
31-36
6
(8)
1,81- 1,03
0,78
/6
0,13
49-54
6
(11)
2,00- 1,24
0,76
/6
0,127
81-86
6
(15)
2,08- 1,34
0,74
/6
0,123
Promedio general de 6
0,776
/6
0,1293
..............
21-30
10
(7)
2,09- 1,53
0,56
/10
0,056
39-48
10
(10)
2,27- 1,71
0,56
/10
0,056
71-80
10
(14)
2,25- 1,76
0,49
/10
0,049
Promedio general de 10
0,537
/10
0,0537
.............
57-70
Promedio general de 14
14
(13)
2,74- 2,40
0,34
/14
0,0242
.............
Promedio de 2 sin octetos
0,165
Promedio de 2con octetos
0,279
Promedio de 6
0,129
Promedio de 10
0,0537
Promedio de 14
0,0242
TABLA 7. SIMETRIA SUPUESTA EN NIVELES Y PROMEDIOS
Números
..........
Nivel
Subnivel
..........
Orden
..........
Radios
..........
Compresión
Pasos
..........
PROMEDIOS
87-88
7
2s
(16)
2,70- 2,37
0,33
/2
0,165
81-86
6
6p
(15)
2,08- 1,30
0,776
/6
0,129
55-56
6
2s
(12)
3,34- 2,78
0,558
/2
0,279
71-80
5
10d
(14)
2,25 1,71
0,537
/10
0,0537
49-54
5
6p
(11)
2,00- 1,22
0,776
/6
0,129
37-38
5
2s
(9)
2,98 -2,42
0,558
/2
0,279
57-70
4
14f
(13)
2,74- 2,40
0,34
/14
0,0242
39-48
4
10d
(10)
2,27- 1,73
0,537
/10
0,0537
31-36
4
6p
(8)
1,81- 1,03
0,776
/6
0,129
19-20
4
2s
(6)
2,77- 2,21
0,558
/2
0,279
21-30
3
10d
(7)
2,09- 1,55
0,537
/10
0,0537
13-18
3
6p
(5)
1,66- 0,88
0,776
/6
0,129
11-12
3
2s
(4)
2,23- 1,67
0,558
/2
0,279
5-10
2
6p
(3)
1,27- 0,51
0,776
/6
0,129
3-4
2
2s
(2)
2,05 -1,49
0,558
/2
0,279
1-2
1
2s
(1)
0,79- 0,46
0,33
/2
0,165
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FUENTE:El Rincón del Vago, en Salamanca desde 1998 - Condiciones de Uso - Contacto
La regla de Madelung se utiliza para predecir las estructuras electrónicas con el nombre de regla n+l. Han sido descritas reglas similares como el principio de Aufbau, el principio de construcción, la regla de diagonales o el propio Sistema Periódico de los elementos. Son complementarias las reglas de Hund, el diagrama de Moeller, el Principio de exclusión de Pauli, etc.
Aquí esta regla se presenta con algunas modificaciones, destacando otros puntos de vista. Para resaltar su valor, hay que evitar, de momento, las interpretaciones físicas dadas a sus números. Es conveniente sustituir el nombre de un átomo por el de su número, porque su número es el gran protagonista. Posee un lugar único y concreto asociado a un orden de construcción simétrica, con características a las que corresponderá una actitud física.
Su posición puede definirse con dos referencias bidimensionales, como en un juego de cuadrículas perpendiculares y en los casos complejos la regla puede ampliarse modificada hasta necesitar 4 referencias diferentes, como ocurre para el principio de exclusión de Pauli.
Lo importante para comprender sus sorprendentes atribuciones consiste en recordarlas simultáneamente. No son más difíciles que sería el reglamento de un juego. La regla aparentemente consiste en una forma de predicción de la estructura de los átomos. Una estructura que se distribuye entre niveles y subniveles.
El número de niveles es conocido como n y los distintos subniveles con el número l. Aunque también el número l tiene que representar, con otra forma, al número de componentes de los subniveles.
La naturaleza es tan asombrosa a veces, como autora y protagonista de las matemáticas, que convierte esta distribución en un orden de sorprendentes facultades.
Así, una misma suma con distintos niveles y subniveles muestra algunas de esas atribuciones especiales. Las diferentes combinaciones de dos cifras que sumen un mismo número forman un período. Por ejemplo, una suma de 7, con parejas de distintos números n+l, puestos en orden forman un período completo.
Es decir, la suma de 4 +3, 5+2, 6+1 y 7+0 en sucesión creciente de n asegura un orden de atribuciones.
En la práctica, representamos aquí los casos de posibles números n+l, con su orden para ocho periodos.
8 =5+3=6+2=7+1=8+0.
7 =4+3=5+2=6+1=7+0.
6 =4+2=5+1=6+0.
5 =3+2 =4+1=5+0.
4 =3+1=4+0.
3 =2+1=3+0.
2 =2+0.
1 =1+0.
El conjunto de todos los períodos posibles forman a su vez un sistema simétrico. Un sorprendente comportamiento para la fisica teórica. Para introducirnos en sus peculiaridades debemos seguir las observaciones a una descripción geométrica de sus componentes, dispuestas en el cuadro siguiente.
TABLAS 1. REGLA N+L. ORDEN DE LLENADO
Orden de ___niveles__
(a) =n+l
1
..........
2
..........
3
..........
4
..........
5
..........
6
..........
7
..........
8
..........
(b)
(c)
Atomos
8
14
10
6
2
32
X. 120
7
14
10
6
2
32
Ra 88
6
10
6
2
18
Ba 56
5
10
6
2
18
Sr 38
4
6
2
8
Ca 20
3
6
2
8
Mg 12
2
2
2
Be 4
1
2
2
He 2
2
8
18
32
32
18
8
2
Orden de ___niveles__
(a) =n+l
1
..........
2
..........
3
..........
4
..........
5
..........
6
..........
7
..........
8
..........
(b)
(c)
Atomos
8
14 (17)
10(18)
6(19)
2(20)
32
X. 120
7
14(13)
10(14)
6(15)
2(16)
32
Ra 88
6
10(10)
6(11)
2(12)
18
Ba 56
5
10(7)
6(8)
2(9)
18
Sr 38
4
6(5)
2(6)
8
Ca 20
3
6(3)
2(4)
8
Mg 12
2
2(2)
2
Be 4
1
2(1)
2
He 2
2
8
18
32
32
18
8
2
La línea horizontal superior indica el orden de niveles con número n.
El orden vertical de la columna (a) 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, no es un orden simple, también es la condición de la suma ya indicada, impuesta a cada línea. El primer número n debe ser el mayor para contener al segundo. Así, con el 1, de mínimo número n, el número l tiene que ser el cero.
Como era previsible, ninguna pareja de números repite, es decir son combinaciones exclusivas. Una modificación adoptada en esta regla, consiste en dar una capacidad para el orden de todos los electrones del sistema, por lo tanto, para distinguir a dos polaridades el número l debe doblar su capacidad.
En esta tabla, si el valor l corresponde a 0, 1, 2, 3, sus componentes toman cifras de una doble sucesión de números impares 1, 3, 5, 7= (2l+1) y se convierten en 2(2l+1) = 2, 6, 10 y 14 referidos a su capacidad de electrones. Y los subniveles l que componen el orden vertical debajo de cada nivel n, son sustituidos por el número de sus componentes.
Entre paréntesis figura el orden de la incorporación que debe coincidir con el orden de número y energía fundamental de los átomos.
Algo confuso. ¿no? Resumiendo:
Las líneas horizontales, son de igual suma n y también coinciden con números atómicos sucesivos que separan los llamados períodos.
Si prescindimos de los paréntesis y de significados físicos se ve que el cuadro corresponde a órdenes muy sencillos, aunque sea una versión geométrica de condicionantes físicas. Estas introducen complejidades que a veces llenan de confusión y dejan sin explicación otros aspectos importantes de las relaciones que aquí serán decisivas.
Llamemos orden de llenado de niveles al orden vertical que los incrementa desde 2 a 14.
Llamemos orden de llenado de períodos a la sucesión de las distintas series de líneas horizontales.
Veremos qué mientras el orden de períodos se compone con números atómicos sucesivos de distintos subniveles, el llenado de niveles se produce con subniveles de distintos números sucesivos.
Mientras el orden de los niveles se llena verticalmente con subniveles l crecientes (2, 6, 10, 14), el orden período se muestra compuesto por subniveles l decrecientes (14, 10, 6, 2). Observemos entonces que el subnivel más alto de cada columna es también el primer miembro del período a su derecha, es decir, pertenece a ambas partes de una simetría bidimensional.
Estos números mágicos de la regla nos invitan a investigar esta relación de simetría entre los órdenes de niveles y órdenes de periodo. Dos direcciones cualitativamente extrañas que deben amparar numerosas implicaciones físicas si descubren relaciones ignoradas. Note que el contenido de cada nivel anticipa el orden simétrico del periodo perpendicular implicado, luego cada nivel como sucede en las células contiene toda la información de la construcción del un sistema a su medida.
Por ejemplo, si en el Sistema Solar se observaran estas reglas, cada planeta contendría la informaciónde todo un sistema solar hasta su medida, y por tanto, estándo Júpiter en un mayor nivel contendría en sí mismo la información de la historia de la estructura de todo el sistema solar.
Esto parece imposible porque sería necesario demostrar la existencia en el sistema solar, de los niveles, simetrías y equivalencias que en la regla se exigen. Pero además, la regla se refiere a una estructura cuya simetría parece despreciar relacionarse directamente con la energía, la masa, la distancia, la densidad, las fuerzas, etc. Es decir, la regla parece desentenderse del resto de la física. Sin embargo, trataremos esto después.
Mientras, obsérvese que cada línea de períodos añadidos a las anteriores produce una simetría general en la distribución de electrones acumulados. Es decir: 2, 2-2, 2-8-2, 2-8-8-2, 2-8-18-8-2, 2-8-18-18-8-2, 2-8-18-32-18-8-2, 2-8-18-32-32-18-8-2, electrones. Sus estructuras corresponden a los átomos con el número 2, 4, 12, 20, 38, 56, 88 y 120, conocidos como He, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, y X que son señalados en la columna (b).
La aparente condición fundamental de esta regla es la formación de átomos simétricos para todos sus períodos completos. La regla establece átomos que de hecho están en la realidad. Sin embargo, esta simetría asocia a la formación de los átomos indicados, una equivalencia entre niveles no citada en ninguna ley.
Para no tener que imaginar, sería conveniente antes de proseguir, exigirle a la regla una prueba de su consistencia, sometiéndola a una contrastación con una física real, con medidas como única interpretación.
Advertimos antes que la terminología científica distingue la capacidad de los subniveles 2, 6, 10,14 con las letras 2=s, 6=p, 10=d y 14=f.
En el cuadro siguiente figuran sobre puntos las medidas en angstroms, de los radios atómicos más conocidos por sucesión de su número atómico. Esto permite trasladar el tamaño de la superficie o límites de los átomos como si fuesen medidas visibles.
Figura 1. Radios atómicos.
Por las medidas obtenidas vemos la formación de grupos de puntos, cifras en orden descendente, con algunas excepciones explicables como sobreposiciones entre simetrías que pueden justificarse por separado. Estos grupos están compuestos por los subniveles que forman las partes de los períodos. Coinciden con los grupos de 2, 8, 8, 18, 18, 32 conjuntos separados. Los subniveles están designados con su capacidad, letra y los dos números atómicos que los limitan. Los paréntesis indican el nivel al que se agregan las subcapas. Este orden coincide con el del Sistema Periódico de los elementos.
La diferencia para su coincidencia con el orden de la regla consiste en tener que contar sus períodos después de 2s. Entonces el orden de agregación sigue con subniveles sucesivamente menores para obtener la simetría general de la regla por períodos de 2, 2, 8, 8, 18, 18, 32... (Vea la columna (b) de la regla y el margen superior de la figura de radios). Así, mientras cada período de la regla se forma con subniveles de distintos niveles en los períodos de la figura se repiten los subniveles s y p del mismo nivel.
Si llamamos pasos a la diferencia entre los radios, de sucesivos números, el promedio de los pasos sobrepasan el doble de su compresión al cambiar de subniveles. (0,279, 0,129, 0,054 y 0,024 , para 2, 6, 10 y 14). (Vea tabla 6 y 7 al final).
Aquí resalta una cuestión difícilmente explicable: los pasos al añadir electrones contraen el radio del átomo. ¿Se imaginan un depósito donde al añadir contenido se hace más pequeño? Algunos radios atómicos reducen su tamaño más de la mitad con el llenado de un solo subnivel. Por ejemplo, sucede al llenar los subniveles del 5 al 10 o del 13 al 18.
De momento, por faltar una explicación satisfactoria, la incorporación de electrones se ha trasladado a una dimensión perpendicular. En física general, se llama angular. No obstante, también es de difícil interpretación que un espacio añadido a una órbita reste espacio al radio salvo admitir que los electrones no necesitan espacio. Pero necesitan una física capaz de sustituir al radio a cambio de energía, masa, carga, etc.
Aún así, esta física tendría que aplicarse sobre niveles con simetría y órbitas con espacio restado de la dimensión general.
De este modo, la regla indica partes comprimidas por los componentes de un nivel, en simetría perpendicular con partes que se extienden a lo largo de la estructura. Con un orden experimental en la tabla de radios y una diferencia con el orden adoptado por el sistema periódico. Esta diferencia, se inicia con la formación del primer octeto 2s y 6p que se afirma en el interior de cada nivel y altera el orden de los períodos sucesivos de la regla. Octetos señalados por Gilbert N. Lewis.
La imposición del octeto parece deberse a una coincidecia con las condiciones que requiere la generación de los períodos. Al parecer, una misma direccion entre pasos similares produce una asociación común.
Dentro de los niveles que componen el Sistema Periódico, esto coincide en el octeto formado por los subniveles 2s y 6p. (Vea esta sucesión entre 2s y 6p. Tabla 7). Así los pasos de 2s cambian sus promedios cuando están aislados en el primero y último nivel. (Vea los pasos de los numeros 1-2 y 87-88 )
Es interesante tener que asumir en este caso que los promedios sustituyen a la uniformidad que requiere los números enteros y sus simetrías, dentro de los átomos.
Ellos son una característica de la mecánica cuántica, la distribución en la física de resonancias y la regla n+l. En este caso se supone que forman grupos de simetría entre límites de resonancia de caja. Es evidentemente necesario romper la superficie para comprobar su interior y solo puede hacerse con la destrucción de su orden. No hay posibilidad de conocerlo directamente.
Antes de continuar es necesario clarificar otra posible confusión. Para obtener el orden correspondiente a los niveles desde la tabla de radios se tienen que apilar los períodos uno encima de otro en la forma que indica la regla. La necesidad de este amontonamiento para construir el orden de los niveles nos indica que la estructura interior del átomo no puede corresponder directamente al orden de los radios de estos periodos. Quedan como importantes testimonios de puntuales referencias.
Prácticamente, a partir del tercer nivel el orden de cada nuevo período comienza por niveles interiores. Si se extrae o se inserta un electrón del nivel 14, este traspasará dos niveles ya intercalados, sin importar la condición de supuestas corazas circulares o esféricas, que otros niveles interponen en el camino. No manifestará huellas de roturas ni astillas que distingan especialmente estas penetraciones. Su período se enlaza normalmente con el final del octeto anterior.
Quizá sería conveniente repasar para seguir a las nuevas preguntas.
La ciencia actual trata de explicar la estructura atómica, mediante la idea de las partículas de DeBroglie y la ecuación de onda de Schrödinger.
Sin embargo a nuestra escala en la naturaleza, no existe la experiencia de esas partículas ondas. Realmente, no sabemos cómo suceden. Lo mismo ocurre con la interpretación de la rotación del electrón. Aunque sus ecuaciones parecen representar rotaciones y direcciones, explicando otro comportamiento de una determinada energía.
Pero, nosotros tenemos el desafío de sustituir el radio perdido con la incorporación de energía, masa y carga.
El problema podría hallarse, en las diferentes formas de expresión, que una misma física dispone. La relatividad de Einstein ha curvado el espacio absorbiéndolo y asociándolo a la condensación de una masa. Para la relatividad, existe una equivalencia entre masa energía y el espacio de curvatura, implícito en el átomo.
El átomo se acepta como la energía electromagnética que conforma la fórmula E = mc2. También los efectos gravitatorios en el átomo son proporcionales a la masa y son inversamente proporcionales al cuadrado de distancia.
Si nosotros exigimos más consecuencias reales para E= mc2, esta debiera contener también una estructura cuántica con la implicación geométrica y simétrica de números enteros. Y ser aplicable igualmente al Sistema Solar. Para esto, tenemos que incorporar en el átomo el concepto de agregación para la gravedad y la desagregación para la fuga con electrones acumulados en niveles corazas y con ionización de electrones.
Hemos visto cómo la naturaleza mantiene determinados juegos matemáticos fundamentales para formar sus estructuras. Debemos suponer que la regla está unida a los elementales números del orden cuántico y también adopta el Principio de Laves de mayor simetría posible.
Por ejemplo, R.B. Woodward (Nobel) y R. Hoffmann, muestran en La Conservación de la Simetría Orbital, la existencia de una geometría de equilibrio que evita las reacciones, por razones geométricas. Necesitamos algunas explicaciones sobre la posición del número de componentes de los subniveles. La doble sucesión impar 2(1, 3, 5, 7)= 2, 6, 10, 14. La agregación de electrones en el átomo estable es igual al orden de agregación de energía fundamental. El no formar un solo periodo lineal indica la rotura de la continuidad lineal. Así, cada subnivel o nivel es una fragmentación de esa continuidad.
Podemos rechazar las siguientes líneas como argumento absurdo si no aceptamos más que lo demostrable y proseguir luego con demostraciones.
Un origen elemental para una simetría sería un punto sobre una línea con adición de pares de puntos alrededor del central, formando series separadas por repulsión, de 1, 3, 5, 7 puntos. Con exigencias de repulsión geométrica, un ejemplo requiere un enfrentamiento para una doble dimensión simétrica, una repetición o reflexión simultánea respecto a otro eje central. Los 2(1, 3, 5, 7), aparecen en una distribución de crecimiento, como en la figura.
-3., -2, -l.,...0....+l, +2, +3,
-2, -l., 0, +l, +2,
-l., 0, +l,
...0...
...0...
-l., 0, +l,
-2, -l., 0, +l, +2,
-3., -2, -l.,...0....+l, +2, +3,
Si 4 nuevos electrones incrementan la capacidad de sucesivos subniveles, en repulsión simétrica, estos se situarán en los extremos de un espacio cuadrado. Estas separaciones también se asocian con la regla de Hund para lugares antiparalelos. Sumando las series sucesivamente se obtiene 2n2 = 2, 8, 18, 32 que indica la capacidad de los distintos niveles atómicos. Si ellos deben asumir un espacio radial desaparecido, deben poseer espacio radial propio que permita el paso de otras partes de construcción.
Los anillos de los planetas grandes demuestran un plano central, entonces estos electrones podrían adaptar una figura esférica con las polaridades como el efecto de Coriolis.
Figura 2.
Añadiendo exigencias, tendrán que adaptarse a la disposición de los números cuánticos. Fig. 3.
.
Figura 3. De los números cuánticos.
La adaptación de los números cuánticos se obtiene con 4 números coordinados para pequeños círculos como cuadrículas especiales donde se mide su asimetría. Son designados con las letras n., l, m, y s. Indican el estado de un electrón en orden de energía.
De momento, basta con saber sobre estos números lo siguiente:
(n) La columna n indica entre los extremos de igual número el orden de composición de cada nivel. Estos números normalmente también se indican en con letras mayúsculas. Su orden numérico 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, equivale a K, L, M, N, O, P, Q. Sin embargo las letras mayúsculas se utilizan aquí para la fila L.
(l) La columna l designa los límites de los subniveles con los números o sus letras. Las letras obedecen a un origen histórico. Indica los lugares antiparalelos de Hund en filas opuestas.
(m) Designa el orden de configuración interna o valores de separación magnética de sus componentes.
Considerando la física cuántica, como la mecánica de la alteración de los estados fundamentales de la materia o la energía, no hay indicaciones del estado de la agregación de electrones, sin separación magnética.
(s) Designa las dos polaridades o giros antiparalelos, en este caso, situados en distintos hemisferios, -1/2 y +1/2.
Cuando interviene una acción magnética esos cuatro números nos muestran su estructura escalonada por el desdoblamiento de su energía. Muchos autores utilizan los cuatro números con intervención del campo magnético, con la denominación de n, l, ml y ms.
(a) Indica la capacidad en electrones.
(L) Este orden designa los contenidos de la regla y los lugares de las previsibles transiciones. Indica el orden, de distintos valores implicados, de asimetría angular, en un momento órbital.
No confundir el orden de capacidad, con el orden del llenado sucesivo. Sabemos que el orden de la ocupación simétrica de niveles se invierte en cada periodo al pasar el medio lleno. Para la mayoría de los físicos, los lugares sin ocupar no existen, sin embargo ellos se quedan aquí para mantener el orden que designa las posibles transiciones por alteración. (Próximamente añadiremos un apéndice con la utilidad de esta figura para la representación de transiciones).
Ha llegado el momento de seguir la cuestión importante, dejada atrás, cuando se advirtió una simetría perpendicular extraordinaria y extraña. La propuesta se plantea porque la existencia de un radio para un nivel sería demostrable para otra lógica simple y sorprendente. Sin embargo, este nuevo planteamiento no pretende invocar una mayor lógica, sino llegar a demostraciones prácticas. Los argumentos disponibles hasta ahora no permitían demostraciones.
La regla no puede desentenderse de su repercusión física. Las simetrías por períodos de la regla, el orden de radios atómicos y del Sistema Periódico, no pueden ser espirituales. Tenemos ocasión de efectuar una curiosa prueba:
Distribuir los promedios que corresponden a los componentes de cada nivel. Vea tabla 2. También vea tablas 6 y 7, al final.
Comprobamos que por otra parte las medidas de sus promedios también sugieren la construcción natural de una simetría general para el sistema.
TABLA 2 ORDEN DE LLENADO EN PROMEDIOS DE COMPRESIÓN
Orden de ___niveles__
(a) =n+l
1
..........
2
..........
3
..........
4
..........
5
..........
6
..........
7
..........
8
..........
(b)
(c)Atomos
8
0,0242
0,0537
0,129
0,279
32
X. 120
7
0,0242
0,0537
0,129
0,279
32
Ra 88
6
0,0537
0,129
0,279
18
Ba 56
5
0,0537
0,129
0,279
18
Sr 38
4
0,129
0,279
8
Ca 20
3
0,129
0,279
8
Mg 12
2
0,279
2
Be 4
1
0,279
2
He 2
2
8
18
32
32
18
8
2
Debe existir una conexión entre la regla y la física todavía sin reconocer.
La ley de Avogadro nos dice que las partículas de los gases tienen la posibilidad de adquirir velocidades y las direcciones infinitas. Pero ellas deben cumplir un promedio fijo de masa, velocidad y espacio por partícula para que en una dimensión macrofísica superior sólo afecte el promedio fijo. Todo lo que se permite a la partícula individual son libertades prestadas a su menor dimensión.
La simetría por tiempo de los péndulos les permite una infinidad, de posiciones instantáneas que inevitablemente tendrán que cumplir un promedio a cuenta de una finalidad superior. La misma incertidumbre no es más que un principio que tiene que someterse a una simetría por tiempo.
No disponemos de otros argumentos. Nosotros sabemos de algunas magnitudes físicas como los valores de radios individuales, como una forma de libertades prestadas, tendrían que ser relacionadas con 2, 8, 18, 32, 18, 8, 2. ¿Qué transformación o síntesis físicas permite equivalencias con números enteros y uniformes para estos componentes?
En una oscilación electromagnética la energía del campo magnético y la energía del campo eléctrico se transforman recíprocamente. Los transformadores se benefician del fenómeno oscilatorio para aplicarlo a números enteros de sus vueltas, con resultados fijos.
Tenemos distintas propiedades asociadas a una unidad de masa, una carga y una energía. Además una capacidad de unirse a otros formando un primer agrupamiento como subnivel y un segundo agrupamiento como nivel. Tenemos una suma de masas para subniveles y niveles. A través de la regla disponemos de un orden sucesivo de construcción.
Las reglas de simetría necesitan la existencia de una forma de equivalencia entre niveles. La equivalencia en la naturaleza no debe ser necesariamente equidistancia, es bastante con una transformación equivalente para una simetría. Para las propiedades de carga existe una simeria entre protones y electrones.
Un sistema solar mostrado separadamente, en velocidades, distancias, masas o energía presentaría propiedades distintas de una sola cosa. Si pueden convertirse en equivalentes, la regla no ve sus diferencias. La simetría de la regla da por supuesto un orden de distancias en equivalencias uniformes. Pero una propiedad que tenga pasos por cuadrados o múltiplos de distancia, no tendría equivalencias en distancias lineales. Sin embargo, sí la propiedad de una velocidad, distancia o tiempo, implica una determinada masa, tendríamos un sistema perfecto, para justificar la estructura de la regla. Y podemos construir una estructura atómica, como un sistema solar elemental.
No obstante, ellas no serían suficientes para predecir nuestro sistema solar. Sin embargo, una distribución regular de la masa en las estrellas puede ser descrita a través la asterosismología. Y, el sistema solar coincide con estructuras y niveles regulares en un modelo que predice las distancias y las velocidades planetarias. Consulte "Sobre la Estructura del Sistema Solar" http://perso.wanadoo.es/30127/
Pero aún faltarían más piezas del rompecabezas, la simetría, entre las masas de las órbitas, o la medida de masas y el radio de los planetas. Nos falta el conocer las equivalencias entre transformaciones. Tampoco sabemos dónde están las cargas.
Parece que hemos terminado.
Pero disponemos de un concepto que aparece en el sistema solar que no aparece en los átomos y otro que aparece en los átomos y no aparece en el sistema solar. Ambos conceptos se refieren a un mismo fenómeno. Recordemos que la desaparición de espacio en radios atómicos, coincidía con la teoría de la relatividad condensando distintas densidades en los espacios electrónicos, que forman los subniveles. Y las diferentes densidades tienen gran importancia para la presencia de las medidas simétricas en la estructura.
Con esto no disponemos de una razón física para la carga pero sí de una razón cualitativa entre unidad de carga-masa y radios independientes. Una mayor compresión de electrones sería una mayor compresión de cargas que estaría relacionada con una proporcional compresión en subniveles y niveles.
El sistema solar no dispone de una asociación entre carga y masa, pero dispone de una distinta compresión, entre sus masas planetarias.
En las primeras ecuaciones de la física atómica se sorprendían los físicos porque los radios del electrón o de una partícula cargada tenían que ser inversamente proporcionales a su masa. Hoy se admite que la masa aumenta con la compresión. Hemos llegado a un punto decisivo de este trabajo. La masa energía tiene que permanecer simétrica con promedio de unidades conocidas de números enteros. Luego, cuando el radio aumente o disminuya tiene que mantener en igual medida la relación m/r.
Este concepto es utilizado como medida en el Sistema Solar, componiendo la velocidad de escape.
La velocidad de escape es menospreciada como concepto fundamental, sin embargo, representa la fuerza antigravedad.
La aceleración sobre una masa unidad tiene la magnitud G(m/r2), dónde m es la masa del cuerpo que atrae, r es la distancia entre los centros de masa.
Velocidad de escape2= 2GM/R o Velocidad de escape = (2G x M/R)1/2
G es la constante de gravitación igual a 6.670 x 10-8 cm2/gram sec2.
Estas relaciones supuestas no pueden probarse directamente en el átomo pero sí podemos hacerlo en el sistema solar advirtiendo su relación con la simetría general. Vea las velocidades de escape correspondientes a los planetas del sistema solar, en la tabla 3. En ellas no se aprecian niveles, ni simetrías.
TABLA 3 . VELOCIDADES DE ESCAPE DE PLANETAS
Planetas
..........
Distancia
Orbita(km)
Radio
(km)
(Masa
(kg)
Velocidad
de escape
Proporción
/1,919
Simetria
atómica
Mercurio
57910
2439
3.30e23
4.2
2.19
Venus
108200
6052
4.87e24
10.4
5,42
Tierra
149600
6378
5.98e24
11.2
5,83
Marte
227940
3398
6.42e23
5.0
2.6
Jupiter
778000
71492
1.90e27
59.5
31
Saturno
1429000
60268
5.69e26
35.5
18,49
Urano
2870990
25559
8.69e25
21.3
11,1
Neptuno
4504300
24764
1.02e26
23.5
12,24
Plutón
5913520
1160
1.32e22
1.3
0.68
Pero veamos lo que ocurre situando sus medidas en el orden de niveles simétricos de caja de resonancia construida sólo, con los argumentos geométricos clásicos del modelo http://perso.wanadoo.es/30127/
Significa la transformación de un espacio esférico, en una caja de resonancia cuadrada. Es la posible equivalencia física de espacios al alejarse de un punto central, obtenida por concentrarse o extenderse en igual proporción.
TABLA 4. VELOCIDADES DE ESCAPE CON SIMETRIAS
Planetas
..........
Distancia
Orbita(km)
Radio
(km)
(Masa
(kg)
Velocidad
de escape
Proporción
/1,919
Simetria
atómica
Mercurio
57910
2439
3.30e23
4.2
2.19
2
Venus/Marte
291750
3099
5,51e24
15,4
8.02
8
Tierra/Neptuno
583500
11967
1.08e26
34.7
18,08
18
Jupiter
778000
71492
1.90e27
59.5
31
32
Saturno
1429000
60268
5.69e26
35.5
18,49
18
Urano
2870990
25559
8.69e25
21.3
11,1
8
Plutón
5913520
1160
1.32e22
1.3
0.68
2
La simetría de los niveles, encuentra a dos parejas de planetas que coinciden con su suma en otro lugar. En ese caso, Neptuno y Tierra formaban un planeta anterior, en un lugar de asteroides, convertido el punto central. Recordemos que se atribuye la inclinación de Urano y la órbita de Plutón a los desplazamientos en el origen del sistema.
Tablas complementarias usadas.
Números y radio correspondientes a los períodos de la figura 1.
TABLA 5. RADIOS ELECTRONICOS EN PERIODOS
87
2.70
88
2.33
2s(7)
81
2.08
82
1.81
83
1.63
84
1.53
85
1.43
86
1.34
6p(6)
71
2.25
72
2.16
73
2.09
74
2.02
75
1.97
76
1.92
77
1.87
78
1.83
79
1.79
80
1.76
10d(5)
57
2.74
58
2.70
59
2.67
60
2.64
61
2.62
62
2.59
63
2.56
64
2.54
65
2.51
66
2.49
67
2.47
68
2.45
69
2.42
70
2.40
14f(4)
55
3.34
56
2.78
2s(6)
49
2.00
50
1.72
51
1.53
52
1.42
53
1.32
54
1.24
6p(5)
39
2.27
40
2.16
41
2.08
42
2.01
43
1.95
44
1.89
45
1.83
46
1.79
47
1.75
48
1.71
10d(4)
37
2.98
38
2.45
2s(5)
31
1.81
32
1.52
33
1.33
34
1.22
35
1.12
36
1.03
6p(4)
21
2.09
22
2.00
23
1.92
24
1.85
25
1.79
26
1.77
27
1.67
28
1.62
29
1.57
30
1.53
10d(3)
19
2.77
20
2.23
2s(4)
13
1.82
14
1.46
15
1.23
16
1.09
17
0.97
18
0.88
6p(3)
11
2.23
12
1.72
2s(3)
5
1.17
6
0.91
7
0.75
8
0.65
9
0.57
10
0.51
6p(2)
3
2.05
4
1.40
2s(2)
1
0.79
2
0.49
2s(1)
TABLA 6. PROMEDIOS DE COMPRESION DE SUBNIVELES
Números
..........
Subnivel
..........
Orden
..........
Radios
..........
Compresión
...............
Paso
..........
Promedios
por paso
1-2
2
(1)
0,79- 0,49
0,30
/2
0,15
3-4
2
(2)
2,05 -1,40
0,65
/2
0,325
11-12
2
(4)
2,23- 1,72
0,51
/2
0,255
19-20
2
(6)
2,77- 2,23
0,54
/2
0,27
37-38
2
(9)
2,98 -2,45
0,53
/2
0,265
55-56
2
(12)
3,34- 2,78
0,56
/2
0,28
87-88
2
(16)
2,70- 2,33
0,37
/2
0,185
Promedio general de 5 con octetos
0,558
/2
0,279
..............
Promedio general de 2 sin octetos
0,335
/2
0,167
5-10
6
(3)
1,17- 0,51
0,66
/6
0,11
13-18
6
(5)
1,82- 0,88
0,94
/6
0,157
31-36
6
(8)
1,81- 1,03
0,78
/6
0,13
49-54
6
(11)
2,00- 1,24
0,76
/6
0,127
81-86
6
(15)
2,08- 1,34
0,74
/6
0,123
Promedio general de 6
0,776
/6
0,1293
..............
21-30
10
(7)
2,09- 1,53
0,56
/10
0,056
39-48
10
(10)
2,27- 1,71
0,56
/10
0,056
71-80
10
(14)
2,25- 1,76
0,49
/10
0,049
Promedio general de 10
0,537
/10
0,0537
.............
57-70
Promedio general de 14
14
(13)
2,74- 2,40
0,34
/14
0,0242
.............
Promedio de 2 sin octetos
0,165
Promedio de 2con octetos
0,279
Promedio de 6
0,129
Promedio de 10
0,0537
Promedio de 14
0,0242
TABLA 7. SIMETRIA SUPUESTA EN NIVELES Y PROMEDIOS
Números
..........
Nivel
Subnivel
..........
Orden
..........
Radios
..........
Compresión
Pasos
..........
PROMEDIOS
87-88
7
2s
(16)
2,70- 2,37
0,33
/2
0,165
81-86
6
6p
(15)
2,08- 1,30
0,776
/6
0,129
55-56
6
2s
(12)
3,34- 2,78
0,558
/2
0,279
71-80
5
10d
(14)
2,25 1,71
0,537
/10
0,0537
49-54
5
6p
(11)
2,00- 1,22
0,776
/6
0,129
37-38
5
2s
(9)
2,98 -2,42
0,558
/2
0,279
57-70
4
14f
(13)
2,74- 2,40
0,34
/14
0,0242
39-48
4
10d
(10)
2,27- 1,73
0,537
/10
0,0537
31-36
4
6p
(8)
1,81- 1,03
0,776
/6
0,129
19-20
4
2s
(6)
2,77- 2,21
0,558
/2
0,279
21-30
3
10d
(7)
2,09- 1,55
0,537
/10
0,0537
13-18
3
6p
(5)
1,66- 0,88
0,776
/6
0,129
11-12
3
2s
(4)
2,23- 1,67
0,558
/2
0,279
5-10
2
6p
(3)
1,27- 0,51
0,776
/6
0,129
3-4
2
2s
(2)
2,05 -1,49
0,558
/2
0,279
1-2
1
2s
(1)
0,79- 0,46
0,33
/2
0,165
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ORBITALES ATOMICOS
Química
De Wikipedia, la enciclopedia libre
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Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna.
Doble hélice de la molécula de ADN.
Átomo de helio.Se denomina química (del árabe kēme (kem, كيمياء), que significa "tierra") a la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Históricamente la química moderna es la evolución de la alquimia tras la Revolución Química (1733).
Las disciplinas de la química han sido agrupadas por la clase de materia bajo estudio o el tipo de estudio realizado. Entre éstas se tienen la química inorgánica, que estudia la materia inorgánica; la química orgánica, que trata con la materia orgánica; la bioquímica, el estudio de substancias en organismos biológicos; la físico-química, comprende los aspectos energéticos de sistemas químicos a escalas macroscópicas, moleculares y atómicas; la química analítica, que analiza muestras de materia tratando de entender su composición y estructura. Otras ramas de la química han emergido en tiempos recientes, por ejemplo, la neuroquímica que estudia los aspectos químicos del cerebro.
Contenido [ocultar]
1 Introducción
2 Historia
3 Subdisciplinas de la química
4 Los aportes de célebres autores
5 Campo de trabajo: el átomo
6 Conceptos fundamentales
6.1 Partículas
6.2 De los átomos a las moléculas
6.3 Orbitales
6.4 De los orbitales a las sustancias
6.5 Disoluciones
6.6 Medida de la concentración
6.7 Acidez
6.8 Formulación y nomenclatura
7 Véase también
8 Enlaces externos
Introducción
La ubicuidad de la química en las ciencias naturales hace que sea considerada como una de las ciencias básicas. La química es de gran importancia en muchos campos del conocimiento, como la ciencia de materiales, la biología, la farmacia, la medicina, la geología, la ingeniería y la astronomía, entre otros.
Los procesos naturales estudiados por la química involucran partículas fundamentales (electrones, protones y neutrones), partículas compuestas (núcleos atómicos, átomos y moléculas) o estructuras microscópicas como cristales y superficies.
Desde el punto de vista microscópico, las partículas involucradas en una reacción química pueden considerarse como un sistema cerrado que intercambia energía con su entorno. En procesos exotérmicos, el sistema libera energía a su entorno, mientras que un proceso endotérmico solamente puede ocurrir cuando el entorno aporta energía al sistema que reacciona. En la gran mayoría de las reacciones químicas hay flujo de energía entre el sistema y su campo de influencia, por lo cual podemos extender la definición de reacción química e involucrar la energía cinética (calor) como un reactivo o producto.
Aunque hay una gran variedad de ramas de la química, las principales divisiones son:
Química Orgánica
Química Inorgánica
Fisicoquímica
Química analítica
Bioquímica
Es común que entre las comunidades académicas de químicos la química analítica no sea considerada entre las subdisciplinas principales de la química y sea vista más como parte de la tecnología química. Otro aspecto notable en esta clasificación es que la química inorgánica sea definida como "química no orgánica". Es de interés también que la Química Física es diferente de la Física Química. La diferencia es clara en inglés: "chemical physics" y "physical chemistry"; en español, ya que el adjetivo va al final, la equivalencia sería:
Química física Physical Chemistry
Física química Chemical physics
Usualmente los químicos son educados en términos de físico-química (Química Física) y los físicos trabajan problemas de la física química.
La gran importancia de los sistemas biológicos hace que en nuestros días gran parte del trabajo en química sea de naturaleza bioquímica. Entre los problemas más interesantes se encuentran, por ejemplo, el estudio del desdoblamiento de las proteínas y la relación entre secuencia, estructura y función de proteínas.
Si hay una partícula importante y representativa en la química es el electrón. Uno de los mayores logros de la química es haber llegado al entendimiento de la relación entre reactividad química y distribución electrónica de átomos, moléculas o sólidos. Los químicos han tomado los principios de la mecánica cuántica y sus soluciones fundamentales para sistemas de pocos electrones y han hecho aproximaciones matemáticas para sistemas más complejos. La idea de orbital atómico y molecular es una forma sistemática en la cual la formación de enlaces es entendible y es la sofisticación de los modelos iniciales de puntos de Lewis. La naturaleza cuántica del electrón hace que la formación de enlaces sea entendible físicamente y no se recurra a creencias como las que los químicos utilizaron antes de la aparición de la mecánica cuántica. Aun así, se obtuvo gran entendimiento a partir de la idea de puntos de Lewis.
Historia
Artículo principal: Historia de la química
Las primeras experiencias del hombre como químico se dieron con la utilización del fuego en la transformación de la materia, la obtención de hierro a partir del mineral y de vidrio a partir de arena son claros ejemplos. Poco a poco el hombre se dio cuenta de que otras sustancias también tienen este poder de transformación. Se dedicó un gran empeño en buscar una sustancia que transformara un metal en oro, lo que llevó a la creación de la alquimia. La acumulación de experiencias alquímicas jugó un papel vital en el futuro establecimiento de la química.
La química es una ciencia empírica, ya que estudia las cosas por medio del método científico, es decir, por medio de la observación, la cuantificación y, sobre todo, la experimentación. En su sentido más amplio, la química estudia las diversas sustancias que existen en nuestro planeta así como las reacciones que las transforman en otras sustancias. Por otra parte, la química estudia la estructura de las sustancias a su nivel molecular. Y por último, pero no menos importante, sus propiedades.
Subdisciplinas de la química
La química cubre un campo de estudios bastante amplio, por lo que en la práctica se estudia de cada tema de manera particular. Las seis principales y más estudiadas ramas de la química son:[cita requerida]
Química inorgánica: Síntesis y estudio de las propiedades eléctricas, magnéticas y ópticas de los compuestos formados por átomos que no sean de carbono (aunque con algunas excepciones). Trata especialmente los nuevos compuestos con metales de transición, los ácidos y las bases, entre otros compuestos.
Química orgánica: Síntesis y estudio de los compuestos que se basan en cadenas de carbono.
Bioquímica: estudia las reacciones químicas en los seres vivos, estudia el organismo y los seres vivos.
Química física: estudia los fundamentos y bases físicas de los sistemas y procesos químicos. En particular, son de interés para el químico físico los aspectos energéticos y dinámicos de tales sistemas y procesos. Entre sus áreas de estudio más importantes se incluyen la termodinámica química, la cinética química, la electroquímica, la mecánica estadística y la espectroscopía. Usualmente se la asocia también con la química cuántica y la química teórica.
Química industrial: Estudia los métodos de producción de reactivos químicos en cantidades elevadas, de la manera económicamente más beneficiosa. En la actualidad también intenta aunar sus intereses iniciales, con un bajo daño al medio ambiente.
Química analítica: estudia los métodos de detección (identificación) y cuantificación (determinación) de una sustancia en una muestra. Se subdivide en Cuantitativa y Cualitativa.
Además existen múltiples subdisciplinas, que por ser demasiado específicas, o multidisciplinares, se estudian individualmente:[cita requerida]
Química organometálica
Fotoquímica
Química cuántica
Química medioambiental: estudia la influencia de todos los componentes químicos que hay en la tierra, tanto en su forma natural como antropogénica.
Química teórica
Química computacional
Electroquímica
Química nuclear
Petroquímica
Geoquímica: estudia todas las transformaciones de los minerales existentes en la tierra.
Química macromolecular: estudia la preparación, caracterización, propiedades y aplicaciones de las macromoléculas o polímeros.
Magnetoquímica
Química supramolecular
Nanoquímica
Astroquímica
Los aportes de célebres autores
Hace aproximadamente cuatrocientos cincuenta y cinco años, sólo se conocían doce elementos. A medida que fueron descubriendo más elementos, los científicos se dieron cuenta de que todos guardaban un orden preciso. Cuando los colocaron en una tabla ordenados en filas y columnas, vieron que los elementos de una misma columna tenían propiedades similares. Pero también aparecían espacios vacíos en la tabla para los elementos aún desconocidos. Estos espacios huecos llevaron al científico ruso Dimitri Mendeleyev a pronosticar la existencia del germanio, de número atómico 32, así como su color, peso, densidad y punto de fusión. Su “predicción sobre otros elementos como - el galio y el escandio - también resultó muy atinada”, señala la obra Chemistry, libro de texto de química editado en 1995.
Campo de trabajo: el átomo
El origen de la teoría atómica se remonta a la escuela filosófica de los atomistas, en la Grecia antigua. Los fundamentos empíricos de la teoría atómica, de acuerdo con el método científico, se debe a un conjunto de trabajos hechos por Antoine Lavoisier, Louis Proust, Jeremias Benjamin Richter, John Dalton, Gay-Lussac y Amadeo Avogadro entre muchos otros, hacia principios del siglo XIX.
Los átomos son la fracción más pequeña de materia estudiados por la química, están constituidos por diferentes partículas, cargadas eléctricamente, los electrones, de carga negativa; los protones, de carga positiva; los neutrones, que, como su nombre indica, son neutros (sin carga); todos ellos aportan masa para contribuir al peso.
Conceptos fundamentales
Partículas
Los átomos son las partes más pequeñas de un elemento (como el carbono, el hierro o el oxígeno). Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma estructura electrónica (responsable esta de la gran mayoría de las características químicas), pudiendo diferir en la cantidad de neutrones (isótopos). Las moléculas son las partes más pequeñas de una sustancia (como el azúcar), y se componen de átomos enlazados entre sí. Si tienen carga eléctrica, tanto átomos como moléculas se llaman iones: cationes si son positivos, aniones si son negativos.
El mol se usa como contador de unidades, como la docena (12) o el millar (1000), y equivale a . Se dice que 12 gramos de carbono o un gramo de hidrógeno o 56 gramos de hierro contienen aproximadamente un mol de átomos (la masa molar de un elemento está basada en la masa de un mol de dicho elemento). Se dice entonces que el mol es una unidad de cambio. El mol tiene relación directa con el número de Avogadro. El número de Avogadro fue estimado para el átomo de carbono por el Químico y Físico italiano Carlo Amedeo Avogadro Conde de Quarequa e di Cerreto. Este valor, expuesto anteriormente, equivale al número de partículas presentes en 1 mol de dicha sustancia. Veamos:
1 mol de glucosa equivale a moléculas de glucosa
1 mol de Uranio equivale a átomos de Uranio
Dentro de los átomos, podemos encontrar un núcleo atómico y uno o más electrones. Los electrones son muy importantes para las propiedades y las reacciones químicas. Dentro del núcleo se encuentran los neutrones y los protones. Los electrones se encuentran alrededor del núcleo. También se dice que es la unidad básica de la materia con características propias. Está formado por un núcleo donde se encuentran protones.
De los átomos a las moléculas
Los enlaces son las uniones entre átomos para formar moléculas. Siempre que existe una molécula es porque ésta es más estable que los átomos que la forman por separado. A la diferencia de energía entre estos dos estados se le denomina energía de enlace.
Generalmente, los átomos se combinan en proporciones fijas para dar moléculas. Por ejemplo, dos átomos de hidrógeno se combinan con uno de oxígeno para dar una molécula de agua. Esta proporción fija se conoce como estequiometría.
Orbitales
Diagrama espacial mostrando los orbitales atómicos hidrogenoides de momento angular del tipo d (l=2).Artículos principales: Orbital atómico y orbital molecular
Para una descripción y comprensión detalladas de las reacciones químicas y de las propiedades físicas de las diferentes sustancias, es muy útil su descripción a través de orbitales, con ayuda de la química cuántica.
Un orbital atómico es una función matemática que describe la disposición de uno o dos electrones en un átomo. Un orbital molecular es análogo, pero para moléculas.
En la teoría del orbital molecular la formación del enlace covalente se debe a una combinación matemática de orbitales atómicos (funciones de onda) que forman orbitales moleculares, llamados así por que pertenecen a toda la molécula y no a un átomo individual. Así como un orbital atómico (sea híbrido o no) describe una región del espacio que rodea a un átomo donde es probable que se encuentre un electrón, un orbital molecular describe una región del espacio en una molécula donde es más factible que se hallen los electrones.
Al igual que un orbital atómico, un orbital molecular tiene un tamaño, una forma y una energía específicos. Por ejemplo, en la molécula de hidrógeno molecular se combinan dos orbitales atómicos uno s ocupados cada uno por un electrón. Hay dos formas en que puede presentarse la combinación de orbitales: aditiva y subtractiva. La combinación aditiva produce la formación de un orbital molecular que tiene menor energía y que tiene, aproximadamente, forma ovalada, mientras que la combinación subtractiva conduce a la formación de un orbital molecular con mayor energía y que genera un nodo entre los núcleos.
De los orbitales a las sustancias
Los orbitales son funciones matemáticas para describir procesos físicos: un orbital solo existe en el sentido matemático, como pueden existir una suma, una parábola o una raíz cuadrada. Los átomos y las moléculas son también idealizaciones y simplificaciones: un átomo sólo existe en vacío, una molécula sólo existe en vacío, y, en sentido estricto, una molécula sólo se descompone en átomos si se rompen todos sus enlaces.
En el "mundo real" sólo existen los materiales y las sustancias. Si se confunden los objetos reales con los modelos teóricos que se usan para describirlos, es fácil caer en falacias lógicas.
Disoluciones
Artículo principal: Disolución
En agua, y en otros disolventes (como la acetona o el alcohol), es posible disolver sustancias, de forma que quedan disgregadas en las moléculas o iones que las componen (las disoluciones son transparentes). Cuando se supera cierto límite, llamado solubilidad, la sustancia ya no se disuelve, y queda, bien como precipitado en el fondo del recipiente, bien como suspensión, flotando en pequeñas partículas (las suspensiones son opacas o traslúcidas).
Se denomina concentración a la medida de la cantidad de soluto por unidad de cantidad de disolvente.
Medida de la concentración
Artículo principal: Concentración
La concentración de una disolución se puede expresar de diferentes formas, en función de la unidad empleada para determinar las cantidades de soluto y disolvente. Las más usuales son:
g/l (Gramos por litro) razón soluto/disolvente o soluto/disolución, dependiendo de la convención
% p/p (Concentración porcentual en peso) razón soluto/disolución
% V/V (Concentración porcentual en volumen) razón soluto/disolución
M (Molaridad) razón soluto/disolución
N (Normalidad) razón soluto/disolución
m (molalidad) razón soluto/disolvente
x (fracción molar)
ppm (Partes por millón) razón soluto/disolución
Acidez
Artículo principal: pH
El pH es una escala logarítmica para describir la acidez de una disolución acuosa. Los ácidos, como el zumo de limón y el vinagre, tienen un pH bajo (inferior a 7). Las bases, como la sosa o el bicarbonato de sodio, tienen un pH alto (superior a 7).
El pH se calcula mediante la siguiente ecuación:
donde es la actividad de iones hidrógeno en la solución, la que en soluciones diluidas es numéricamente igual a la molaridad de iones Hidrógeno que cede el ácido a la solución.
una solución neutral (agua ultra pura) tiene un pH de 7, lo que implica una concentración de iones hidrógeno de 10-7 M
una solución ácida (por ejemplo, de ácido sulfúrico)tiene un pH < 7, es decir que la concentración de iones hidrógeno es mayor que 10-7 M
una solución básica (por ejemplo, de hidróxido de potasio) tiene un pH > 7, o sea que la concentración de iones hidrógeno es menor que 10-7 M
Formulación y nomenclatura
La IUPAC, un organismo internacional, mantiene unas reglas para la formulación y nomenclatura química. De esta forma, es posible referirse a los compuestos químicos de forma sistemática y sin equívocos.
Mediante el uso de fórmulas químicas es posible también expresar de forma sistemática las reacciones químicas, en forma de ecuación química. Por ejemplo:
Véase también
Portal:Química. Contenido relacionado con Química.
Absorción
Biología
Catalizador
Dinámica molecular
Farmacia
Filosofía de la química
Física
IUPAC
Lista de compuestos
Matemáticas
Propiedades periódicas
Química (etimología)
Sustancia química
Tabla periódica de los elementos
Enlaces externos
Wikimedia Commons alberga contenido multimedia sobre Química. Commons
Wikilibros
Wikilibros alberga un libro o manual sobre Química.
Wikinoticias tiene noticias relacionadas con Química.Wikinoticias
Wikiversidad alberga proyectos de aprendizaje sobre Química.Wikiversidad
Experimentos Caseros de Química
Sitio de Química Lecciones, ejercicios, experimentos, y normas de seguridad en el laboratorio.
Instituto Catalán de Investigación Química (ICIQ).
Fórum Nacional de Química
FUENTE:
Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica"
Categoría: Química
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Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna.
Doble hélice de la molécula de ADN.
Átomo de helio.Se denomina química (del árabe kēme (kem, كيمياء), que significa "tierra") a la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Históricamente la química moderna es la evolución de la alquimia tras la Revolución Química (1733).
Las disciplinas de la química han sido agrupadas por la clase de materia bajo estudio o el tipo de estudio realizado. Entre éstas se tienen la química inorgánica, que estudia la materia inorgánica; la química orgánica, que trata con la materia orgánica; la bioquímica, el estudio de substancias en organismos biológicos; la físico-química, comprende los aspectos energéticos de sistemas químicos a escalas macroscópicas, moleculares y atómicas; la química analítica, que analiza muestras de materia tratando de entender su composición y estructura. Otras ramas de la química han emergido en tiempos recientes, por ejemplo, la neuroquímica que estudia los aspectos químicos del cerebro.
Contenido [ocultar]
1 Introducción
2 Historia
3 Subdisciplinas de la química
4 Los aportes de célebres autores
5 Campo de trabajo: el átomo
6 Conceptos fundamentales
6.1 Partículas
6.2 De los átomos a las moléculas
6.3 Orbitales
6.4 De los orbitales a las sustancias
6.5 Disoluciones
6.6 Medida de la concentración
6.7 Acidez
6.8 Formulación y nomenclatura
7 Véase también
8 Enlaces externos
Introducción
La ubicuidad de la química en las ciencias naturales hace que sea considerada como una de las ciencias básicas. La química es de gran importancia en muchos campos del conocimiento, como la ciencia de materiales, la biología, la farmacia, la medicina, la geología, la ingeniería y la astronomía, entre otros.
Los procesos naturales estudiados por la química involucran partículas fundamentales (electrones, protones y neutrones), partículas compuestas (núcleos atómicos, átomos y moléculas) o estructuras microscópicas como cristales y superficies.
Desde el punto de vista microscópico, las partículas involucradas en una reacción química pueden considerarse como un sistema cerrado que intercambia energía con su entorno. En procesos exotérmicos, el sistema libera energía a su entorno, mientras que un proceso endotérmico solamente puede ocurrir cuando el entorno aporta energía al sistema que reacciona. En la gran mayoría de las reacciones químicas hay flujo de energía entre el sistema y su campo de influencia, por lo cual podemos extender la definición de reacción química e involucrar la energía cinética (calor) como un reactivo o producto.
Aunque hay una gran variedad de ramas de la química, las principales divisiones son:
Química Orgánica
Química Inorgánica
Fisicoquímica
Química analítica
Bioquímica
Es común que entre las comunidades académicas de químicos la química analítica no sea considerada entre las subdisciplinas principales de la química y sea vista más como parte de la tecnología química. Otro aspecto notable en esta clasificación es que la química inorgánica sea definida como "química no orgánica". Es de interés también que la Química Física es diferente de la Física Química. La diferencia es clara en inglés: "chemical physics" y "physical chemistry"; en español, ya que el adjetivo va al final, la equivalencia sería:
Química física Physical Chemistry
Física química Chemical physics
Usualmente los químicos son educados en términos de físico-química (Química Física) y los físicos trabajan problemas de la física química.
La gran importancia de los sistemas biológicos hace que en nuestros días gran parte del trabajo en química sea de naturaleza bioquímica. Entre los problemas más interesantes se encuentran, por ejemplo, el estudio del desdoblamiento de las proteínas y la relación entre secuencia, estructura y función de proteínas.
Si hay una partícula importante y representativa en la química es el electrón. Uno de los mayores logros de la química es haber llegado al entendimiento de la relación entre reactividad química y distribución electrónica de átomos, moléculas o sólidos. Los químicos han tomado los principios de la mecánica cuántica y sus soluciones fundamentales para sistemas de pocos electrones y han hecho aproximaciones matemáticas para sistemas más complejos. La idea de orbital atómico y molecular es una forma sistemática en la cual la formación de enlaces es entendible y es la sofisticación de los modelos iniciales de puntos de Lewis. La naturaleza cuántica del electrón hace que la formación de enlaces sea entendible físicamente y no se recurra a creencias como las que los químicos utilizaron antes de la aparición de la mecánica cuántica. Aun así, se obtuvo gran entendimiento a partir de la idea de puntos de Lewis.
Historia
Artículo principal: Historia de la química
Las primeras experiencias del hombre como químico se dieron con la utilización del fuego en la transformación de la materia, la obtención de hierro a partir del mineral y de vidrio a partir de arena son claros ejemplos. Poco a poco el hombre se dio cuenta de que otras sustancias también tienen este poder de transformación. Se dedicó un gran empeño en buscar una sustancia que transformara un metal en oro, lo que llevó a la creación de la alquimia. La acumulación de experiencias alquímicas jugó un papel vital en el futuro establecimiento de la química.
La química es una ciencia empírica, ya que estudia las cosas por medio del método científico, es decir, por medio de la observación, la cuantificación y, sobre todo, la experimentación. En su sentido más amplio, la química estudia las diversas sustancias que existen en nuestro planeta así como las reacciones que las transforman en otras sustancias. Por otra parte, la química estudia la estructura de las sustancias a su nivel molecular. Y por último, pero no menos importante, sus propiedades.
Subdisciplinas de la química
La química cubre un campo de estudios bastante amplio, por lo que en la práctica se estudia de cada tema de manera particular. Las seis principales y más estudiadas ramas de la química son:[cita requerida]
Química inorgánica: Síntesis y estudio de las propiedades eléctricas, magnéticas y ópticas de los compuestos formados por átomos que no sean de carbono (aunque con algunas excepciones). Trata especialmente los nuevos compuestos con metales de transición, los ácidos y las bases, entre otros compuestos.
Química orgánica: Síntesis y estudio de los compuestos que se basan en cadenas de carbono.
Bioquímica: estudia las reacciones químicas en los seres vivos, estudia el organismo y los seres vivos.
Química física: estudia los fundamentos y bases físicas de los sistemas y procesos químicos. En particular, son de interés para el químico físico los aspectos energéticos y dinámicos de tales sistemas y procesos. Entre sus áreas de estudio más importantes se incluyen la termodinámica química, la cinética química, la electroquímica, la mecánica estadística y la espectroscopía. Usualmente se la asocia también con la química cuántica y la química teórica.
Química industrial: Estudia los métodos de producción de reactivos químicos en cantidades elevadas, de la manera económicamente más beneficiosa. En la actualidad también intenta aunar sus intereses iniciales, con un bajo daño al medio ambiente.
Química analítica: estudia los métodos de detección (identificación) y cuantificación (determinación) de una sustancia en una muestra. Se subdivide en Cuantitativa y Cualitativa.
Además existen múltiples subdisciplinas, que por ser demasiado específicas, o multidisciplinares, se estudian individualmente:[cita requerida]
Química organometálica
Fotoquímica
Química cuántica
Química medioambiental: estudia la influencia de todos los componentes químicos que hay en la tierra, tanto en su forma natural como antropogénica.
Química teórica
Química computacional
Electroquímica
Química nuclear
Petroquímica
Geoquímica: estudia todas las transformaciones de los minerales existentes en la tierra.
Química macromolecular: estudia la preparación, caracterización, propiedades y aplicaciones de las macromoléculas o polímeros.
Magnetoquímica
Química supramolecular
Nanoquímica
Astroquímica
Los aportes de célebres autores
Hace aproximadamente cuatrocientos cincuenta y cinco años, sólo se conocían doce elementos. A medida que fueron descubriendo más elementos, los científicos se dieron cuenta de que todos guardaban un orden preciso. Cuando los colocaron en una tabla ordenados en filas y columnas, vieron que los elementos de una misma columna tenían propiedades similares. Pero también aparecían espacios vacíos en la tabla para los elementos aún desconocidos. Estos espacios huecos llevaron al científico ruso Dimitri Mendeleyev a pronosticar la existencia del germanio, de número atómico 32, así como su color, peso, densidad y punto de fusión. Su “predicción sobre otros elementos como - el galio y el escandio - también resultó muy atinada”, señala la obra Chemistry, libro de texto de química editado en 1995.
Campo de trabajo: el átomo
El origen de la teoría atómica se remonta a la escuela filosófica de los atomistas, en la Grecia antigua. Los fundamentos empíricos de la teoría atómica, de acuerdo con el método científico, se debe a un conjunto de trabajos hechos por Antoine Lavoisier, Louis Proust, Jeremias Benjamin Richter, John Dalton, Gay-Lussac y Amadeo Avogadro entre muchos otros, hacia principios del siglo XIX.
Los átomos son la fracción más pequeña de materia estudiados por la química, están constituidos por diferentes partículas, cargadas eléctricamente, los electrones, de carga negativa; los protones, de carga positiva; los neutrones, que, como su nombre indica, son neutros (sin carga); todos ellos aportan masa para contribuir al peso.
Conceptos fundamentales
Partículas
Los átomos son las partes más pequeñas de un elemento (como el carbono, el hierro o el oxígeno). Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma estructura electrónica (responsable esta de la gran mayoría de las características químicas), pudiendo diferir en la cantidad de neutrones (isótopos). Las moléculas son las partes más pequeñas de una sustancia (como el azúcar), y se componen de átomos enlazados entre sí. Si tienen carga eléctrica, tanto átomos como moléculas se llaman iones: cationes si son positivos, aniones si son negativos.
El mol se usa como contador de unidades, como la docena (12) o el millar (1000), y equivale a . Se dice que 12 gramos de carbono o un gramo de hidrógeno o 56 gramos de hierro contienen aproximadamente un mol de átomos (la masa molar de un elemento está basada en la masa de un mol de dicho elemento). Se dice entonces que el mol es una unidad de cambio. El mol tiene relación directa con el número de Avogadro. El número de Avogadro fue estimado para el átomo de carbono por el Químico y Físico italiano Carlo Amedeo Avogadro Conde de Quarequa e di Cerreto. Este valor, expuesto anteriormente, equivale al número de partículas presentes en 1 mol de dicha sustancia. Veamos:
1 mol de glucosa equivale a moléculas de glucosa
1 mol de Uranio equivale a átomos de Uranio
Dentro de los átomos, podemos encontrar un núcleo atómico y uno o más electrones. Los electrones son muy importantes para las propiedades y las reacciones químicas. Dentro del núcleo se encuentran los neutrones y los protones. Los electrones se encuentran alrededor del núcleo. También se dice que es la unidad básica de la materia con características propias. Está formado por un núcleo donde se encuentran protones.
De los átomos a las moléculas
Los enlaces son las uniones entre átomos para formar moléculas. Siempre que existe una molécula es porque ésta es más estable que los átomos que la forman por separado. A la diferencia de energía entre estos dos estados se le denomina energía de enlace.
Generalmente, los átomos se combinan en proporciones fijas para dar moléculas. Por ejemplo, dos átomos de hidrógeno se combinan con uno de oxígeno para dar una molécula de agua. Esta proporción fija se conoce como estequiometría.
Orbitales
Diagrama espacial mostrando los orbitales atómicos hidrogenoides de momento angular del tipo d (l=2).Artículos principales: Orbital atómico y orbital molecular
Para una descripción y comprensión detalladas de las reacciones químicas y de las propiedades físicas de las diferentes sustancias, es muy útil su descripción a través de orbitales, con ayuda de la química cuántica.
Un orbital atómico es una función matemática que describe la disposición de uno o dos electrones en un átomo. Un orbital molecular es análogo, pero para moléculas.
En la teoría del orbital molecular la formación del enlace covalente se debe a una combinación matemática de orbitales atómicos (funciones de onda) que forman orbitales moleculares, llamados así por que pertenecen a toda la molécula y no a un átomo individual. Así como un orbital atómico (sea híbrido o no) describe una región del espacio que rodea a un átomo donde es probable que se encuentre un electrón, un orbital molecular describe una región del espacio en una molécula donde es más factible que se hallen los electrones.
Al igual que un orbital atómico, un orbital molecular tiene un tamaño, una forma y una energía específicos. Por ejemplo, en la molécula de hidrógeno molecular se combinan dos orbitales atómicos uno s ocupados cada uno por un electrón. Hay dos formas en que puede presentarse la combinación de orbitales: aditiva y subtractiva. La combinación aditiva produce la formación de un orbital molecular que tiene menor energía y que tiene, aproximadamente, forma ovalada, mientras que la combinación subtractiva conduce a la formación de un orbital molecular con mayor energía y que genera un nodo entre los núcleos.
De los orbitales a las sustancias
Los orbitales son funciones matemáticas para describir procesos físicos: un orbital solo existe en el sentido matemático, como pueden existir una suma, una parábola o una raíz cuadrada. Los átomos y las moléculas son también idealizaciones y simplificaciones: un átomo sólo existe en vacío, una molécula sólo existe en vacío, y, en sentido estricto, una molécula sólo se descompone en átomos si se rompen todos sus enlaces.
En el "mundo real" sólo existen los materiales y las sustancias. Si se confunden los objetos reales con los modelos teóricos que se usan para describirlos, es fácil caer en falacias lógicas.
Disoluciones
Artículo principal: Disolución
En agua, y en otros disolventes (como la acetona o el alcohol), es posible disolver sustancias, de forma que quedan disgregadas en las moléculas o iones que las componen (las disoluciones son transparentes). Cuando se supera cierto límite, llamado solubilidad, la sustancia ya no se disuelve, y queda, bien como precipitado en el fondo del recipiente, bien como suspensión, flotando en pequeñas partículas (las suspensiones son opacas o traslúcidas).
Se denomina concentración a la medida de la cantidad de soluto por unidad de cantidad de disolvente.
Medida de la concentración
Artículo principal: Concentración
La concentración de una disolución se puede expresar de diferentes formas, en función de la unidad empleada para determinar las cantidades de soluto y disolvente. Las más usuales son:
g/l (Gramos por litro) razón soluto/disolvente o soluto/disolución, dependiendo de la convención
% p/p (Concentración porcentual en peso) razón soluto/disolución
% V/V (Concentración porcentual en volumen) razón soluto/disolución
M (Molaridad) razón soluto/disolución
N (Normalidad) razón soluto/disolución
m (molalidad) razón soluto/disolvente
x (fracción molar)
ppm (Partes por millón) razón soluto/disolución
Acidez
Artículo principal: pH
El pH es una escala logarítmica para describir la acidez de una disolución acuosa. Los ácidos, como el zumo de limón y el vinagre, tienen un pH bajo (inferior a 7). Las bases, como la sosa o el bicarbonato de sodio, tienen un pH alto (superior a 7).
El pH se calcula mediante la siguiente ecuación:
donde es la actividad de iones hidrógeno en la solución, la que en soluciones diluidas es numéricamente igual a la molaridad de iones Hidrógeno que cede el ácido a la solución.
una solución neutral (agua ultra pura) tiene un pH de 7, lo que implica una concentración de iones hidrógeno de 10-7 M
una solución ácida (por ejemplo, de ácido sulfúrico)tiene un pH < 7, es decir que la concentración de iones hidrógeno es mayor que 10-7 M
una solución básica (por ejemplo, de hidróxido de potasio) tiene un pH > 7, o sea que la concentración de iones hidrógeno es menor que 10-7 M
Formulación y nomenclatura
La IUPAC, un organismo internacional, mantiene unas reglas para la formulación y nomenclatura química. De esta forma, es posible referirse a los compuestos químicos de forma sistemática y sin equívocos.
Mediante el uso de fórmulas químicas es posible también expresar de forma sistemática las reacciones químicas, en forma de ecuación química. Por ejemplo:
Véase también
Portal:Química. Contenido relacionado con Química.
Absorción
Biología
Catalizador
Dinámica molecular
Farmacia
Filosofía de la química
Física
IUPAC
Lista de compuestos
Matemáticas
Propiedades periódicas
Química (etimología)
Sustancia química
Tabla periódica de los elementos
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Instituto Catalán de Investigación Química (ICIQ).
Fórum Nacional de Química
FUENTE:
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PARTICULAS ATOMICAS:ELECTRON ,PROTON,NEUTRON,
En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin partes)[1] es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.[2] [3]
Contenido [ocultar]
1 Estructura atómica
1.1 El núcleo atómico
1.2 Interacciones eléctricas entre protones y electrones
1.3 Nube electrónica
1.4 Dimensiones atómicas
2 Historia de la teoría atómica
3 Evolución del modelo atómico
3.1 Modelo de Dalton
3.2 Modelo de Thomson
3.2.1 Detalles del modelo atómico
3.3 Modelo de Rutherford
3.4 Modelo de Bohr
3.5 Modelo de Schrödinger
4 Referencias
5 Véase también
6 Enlaces externos
[editar] Estructura atómica
La teoría aceptada hoy es que el átomo se compone de un núcleo de carga positiva formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleones, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa.
[editar] El núcleo atómico
Artículo principal: Núcleo atómico
El núcleo del átomo se encuentra formado por nucleones, los cuales pueden ser de dos clases:
Protones: Partícula de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental, y 1,67262 × 10–27 kg y una masa 1837 veces mayor que la del electrón.
Neutrones: Partículas carentes de carga eléctrica y una masa un poco mayor que la del protón (1,67493 × 10–27 kg).
El núcleo más sencillo es el del hidrógeno, formado únicamente por un protón. El núcleo del siguiente elemento en la tabla periódica, el helio, se encuentra formado por dos protones y dos neutrones. La cantidad de protones contenidas en el núcleo del átomo se conoce como número atómico, el cual se representa por la letra Z y se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo químico. Es el que distingue a un elemento químico de otro. Según lo descrito anteriormente, el número atómico del hidrógeno es 1 (1H), y el del helio, 2 (2He).
La cantidad total de nucleones que contiene un átomo se conoce como número másico, representado por la letra A y escrito en la parte superior izquierda del símbolo químico. Para los ejemplos dados anteriormente, el número másico del hidrógeno es 1(1H), y el del helio, 4(4He).
Existen también átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico, los cuales se conocen como isótopos. Por ejemplo, existen tres isótopos naturales del hidrógeno, el protio (1H), el deuterio (2H) y el tritio (3H). Todos poseen las mismas propiedades químicas del hidrógeno, y pueden ser diferenciados únicamente por ciertas propiedades físicas.
Otros términos menos utilizados relacionados con la estructura nuclear son los isótonos, que son átomos con el mismo número de neutrones. Los isóbaros son átomos que tienen el mismo número másico.
Debido a que los protones tienen cargas positivas se deberían repeler entre sí, sin embargo, el núcleo del átomo mantiene su cohesión debido a la existencia de otra fuerza de mayor magnitud, aunque de menor alcance conocida como la interacción nuclear fuerte.
[editar] Interacciones eléctricas entre protones y electrones
Antes del experimento de Rutherford la comunidad científica aceptaba el modelo atómico de Thomson, situación que varió después de la experiencia de Rutherford. Los modelos posteriores se basan en una estructura de los átomos con una masa central cargada positívamente rodeada de una nube de carga negativa.[4]
Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que los electrones se moverían alrededor del núcleo en órbitas. Este modelo tiene una dificultad proveniente del hecho de que una partícula cargada acelerada, como sería necesario para mantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética, perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con la ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10−10 s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.[5]
[editar] Nube electrónica
Artículo principal: Nube de electrones
Alrededor del núcleo se encuentran los electrones que son partículas elementales de carga negativa igual a una carga elemental y con una masa de 9,10 × 10–31 kg
La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidad de protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un átomo en estas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual a 0.
A diferencia de los nucleones, un átomo puede perder o adquirir algunos de sus electrones sin modificar su identidad química, transformándose en un ion, una partícula con carga neta diferente de cero.
El concepto de que los electrones se encuentran en órbitas satelitales alrededor del núcleo se ha abandonado en favor de la concepción de una nube de electrones deslocalizados o difusos en el espacio, el cual representa mejor el comportamiento de los electrones descrito por la mecánica cuántica únicamente como funciones de densidad de probabilidad de encontrar un electrón en una región finita de espacio alrededor del núcleo.
[editar] Dimensiones atómicas
La mayor parte de la masa de un átomo se concentra en el núcleo, formado por los protones y los neutrones, ambos conocidos como nucleones, los cuales son 1836 y 1838 veces más pesados que el electrón respectivamente.
El tamaño o volumen exacto de un átomo es difícil de calcular, ya que las nubes de electrones no cuentan con bordes definidos, pero puede estimarse razonablemente en 1,0586 × 10–10 m, el doble del radio de Bohr para el átomo de hidrógeno. Si esto se compara con el tamaño de un protón, que es la única partícula que compone el núcleo del hidrógeno, que es aproximadamente 1 × 10–15 se ve que el núcleo de un átomo es cerca de 100.000 veces menor que el átomo mismo, y sin embargo, concentra prácticamente el 100% de su masa.
Para efectos de comparación, si un átomo tuviese el tamaño de un estadio, el núcleo sería del tamaño de una canica colocada en el centro, y los electrones, como partículas de polvo agitadas por el viento alrededor de los asientos.
[editar] Historia de la teoría atómica
El concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean.[6] El siguiente avance significativo se realizó hasta en 1773 el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: "La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma."; demostrado más tarde por los experimentos del químico inglés John Dalton quien en 1804, luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, y concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro.[7]
Luego en 1811 Amedeo Avogadro, físico italiano, postuló que a una temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.[8]
El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la tabla periódica de los elementos como la conocemos actualmente.[9]
La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de Rutherford en 1911 y el modelo atómico de Bohr. Posteriores descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos.[10]
[editar] Evolución del modelo atómico
Los elementos básicos de la materia son tres.
Cuadro general de las partículas, quarks y leptones.
Diferencia entre los bariones y los mesones.
Diferencia entre fermiones y bosones.
Tamaño relativo de las diferentes partículas atómicas.La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.
[editar] Modelo de Dalton
Artículo principal: Modelo atómico de John Dalton
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.[11] Este primer modelo atómico postulaba:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).
[editar] Modelo de Thomson
Modelo atómico moderno
Funciones de onda de los primeros orbitales atómicos
Modelo atómico de ThomsonArtículo principal: Modelo atómico de Thomson
Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thompson donde las "pasas" (electrones) se situaban en la parte exterior del "pastel" (la carga positiva).
[editar] Detalles del modelo atómico
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.
[editar] Modelo de Rutherford
Modelo atómico de RutherfordArtículo principal: Modelo atómico de Rutherford
Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico.
Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:
Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
No explicaba los espectros atómicos.
[editar] Modelo de Bohr
Modelo atómico de BohrArtículo principal: Modelo atómico de Bohr
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas.” Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)
Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).
El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada.
Bohr no puede explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización.
Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.
[editar] Modelo de Schrödinger
Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.Artículo principal: Modelo atómico de Schrödinger
Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno.
[editar] Referencias
1.↑ «Átomo», en Diccionario de la Lengua Española (22ª ed.). Real Academia Española (2001). Consultado el 20 de julio de 2009.
2.↑ Haubold, Hans; Mathai, A. M. (1998). «Microcosmos: From Leucippus to Yukawa». Structure of the Universe. Common Sense Science. Consultado el 17-01-2008.
3.↑ Harrison (2003:123–139).
4.↑ Antonio Rañada(1990), Dinámica Clásica. Madrid, Alianza Editorial, S. A. 84-206-8133-4
5.↑ B.H. Bransden and C.J. Joachain (1992), Physics of Atomos and Molecules. Harlow-Essex-England, Longman Group Limited. 0-582-44401-2
6.↑ presocraticos/Atomistas/atomis.html Filósofos Presocráticos: Atomistas, Leucipo y Demócrito
7.↑ Protagonistas de la revolución:Lavoisier, A.L.
8.↑ Amedeo Avogadro (en italiano)
9.↑ Elements and Atoms: Chapter 12: Mendeleev's First Periodic Table (en inglés)
10.↑ Experimento de Rutherford
11.↑ Rincón Arce, Alvaro (1983) ABC de Química Primer Curso, Editorial Herrero, México, ISBN: 968-420-294-6.
Cronología del modelo atómico (en inglés).
Sokolovsky, Silvia (2002). «El Átomo»..
Bricks of the Universe: the Building Blocks of Matter (material divulgativo del CERN).
[editar] Véase también
Molécula
Tabla periódica de los elementos
Modelo estándar de física de partículas
Fisión y fusión nuclear
Acelerador de partículas
Medicina nuclear
Arma nuclearFUENTE:WIKIPEDIA.ORG
El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.[2] [3]
Contenido [ocultar]
1 Estructura atómica
1.1 El núcleo atómico
1.2 Interacciones eléctricas entre protones y electrones
1.3 Nube electrónica
1.4 Dimensiones atómicas
2 Historia de la teoría atómica
3 Evolución del modelo atómico
3.1 Modelo de Dalton
3.2 Modelo de Thomson
3.2.1 Detalles del modelo atómico
3.3 Modelo de Rutherford
3.4 Modelo de Bohr
3.5 Modelo de Schrödinger
4 Referencias
5 Véase también
6 Enlaces externos
[editar] Estructura atómica
La teoría aceptada hoy es que el átomo se compone de un núcleo de carga positiva formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleones, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa.
[editar] El núcleo atómico
Artículo principal: Núcleo atómico
El núcleo del átomo se encuentra formado por nucleones, los cuales pueden ser de dos clases:
Protones: Partícula de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental, y 1,67262 × 10–27 kg y una masa 1837 veces mayor que la del electrón.
Neutrones: Partículas carentes de carga eléctrica y una masa un poco mayor que la del protón (1,67493 × 10–27 kg).
El núcleo más sencillo es el del hidrógeno, formado únicamente por un protón. El núcleo del siguiente elemento en la tabla periódica, el helio, se encuentra formado por dos protones y dos neutrones. La cantidad de protones contenidas en el núcleo del átomo se conoce como número atómico, el cual se representa por la letra Z y se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo químico. Es el que distingue a un elemento químico de otro. Según lo descrito anteriormente, el número atómico del hidrógeno es 1 (1H), y el del helio, 2 (2He).
La cantidad total de nucleones que contiene un átomo se conoce como número másico, representado por la letra A y escrito en la parte superior izquierda del símbolo químico. Para los ejemplos dados anteriormente, el número másico del hidrógeno es 1(1H), y el del helio, 4(4He).
Existen también átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico, los cuales se conocen como isótopos. Por ejemplo, existen tres isótopos naturales del hidrógeno, el protio (1H), el deuterio (2H) y el tritio (3H). Todos poseen las mismas propiedades químicas del hidrógeno, y pueden ser diferenciados únicamente por ciertas propiedades físicas.
Otros términos menos utilizados relacionados con la estructura nuclear son los isótonos, que son átomos con el mismo número de neutrones. Los isóbaros son átomos que tienen el mismo número másico.
Debido a que los protones tienen cargas positivas se deberían repeler entre sí, sin embargo, el núcleo del átomo mantiene su cohesión debido a la existencia de otra fuerza de mayor magnitud, aunque de menor alcance conocida como la interacción nuclear fuerte.
[editar] Interacciones eléctricas entre protones y electrones
Antes del experimento de Rutherford la comunidad científica aceptaba el modelo atómico de Thomson, situación que varió después de la experiencia de Rutherford. Los modelos posteriores se basan en una estructura de los átomos con una masa central cargada positívamente rodeada de una nube de carga negativa.[4]
Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que los electrones se moverían alrededor del núcleo en órbitas. Este modelo tiene una dificultad proveniente del hecho de que una partícula cargada acelerada, como sería necesario para mantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética, perdiendo energía. Las leyes de Newton, junto con la ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10−10 s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.[5]
[editar] Nube electrónica
Artículo principal: Nube de electrones
Alrededor del núcleo se encuentran los electrones que son partículas elementales de carga negativa igual a una carga elemental y con una masa de 9,10 × 10–31 kg
La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidad de protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un átomo en estas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual a 0.
A diferencia de los nucleones, un átomo puede perder o adquirir algunos de sus electrones sin modificar su identidad química, transformándose en un ion, una partícula con carga neta diferente de cero.
El concepto de que los electrones se encuentran en órbitas satelitales alrededor del núcleo se ha abandonado en favor de la concepción de una nube de electrones deslocalizados o difusos en el espacio, el cual representa mejor el comportamiento de los electrones descrito por la mecánica cuántica únicamente como funciones de densidad de probabilidad de encontrar un electrón en una región finita de espacio alrededor del núcleo.
[editar] Dimensiones atómicas
La mayor parte de la masa de un átomo se concentra en el núcleo, formado por los protones y los neutrones, ambos conocidos como nucleones, los cuales son 1836 y 1838 veces más pesados que el electrón respectivamente.
El tamaño o volumen exacto de un átomo es difícil de calcular, ya que las nubes de electrones no cuentan con bordes definidos, pero puede estimarse razonablemente en 1,0586 × 10–10 m, el doble del radio de Bohr para el átomo de hidrógeno. Si esto se compara con el tamaño de un protón, que es la única partícula que compone el núcleo del hidrógeno, que es aproximadamente 1 × 10–15 se ve que el núcleo de un átomo es cerca de 100.000 veces menor que el átomo mismo, y sin embargo, concentra prácticamente el 100% de su masa.
Para efectos de comparación, si un átomo tuviese el tamaño de un estadio, el núcleo sería del tamaño de una canica colocada en el centro, y los electrones, como partículas de polvo agitadas por el viento alrededor de los asientos.
[editar] Historia de la teoría atómica
El concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean.[6] El siguiente avance significativo se realizó hasta en 1773 el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: "La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma."; demostrado más tarde por los experimentos del químico inglés John Dalton quien en 1804, luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, y concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro.[7]
Luego en 1811 Amedeo Avogadro, físico italiano, postuló que a una temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.[8]
El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la tabla periódica de los elementos como la conocemos actualmente.[9]
La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de Rutherford en 1911 y el modelo atómico de Bohr. Posteriores descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos.[10]
[editar] Evolución del modelo atómico
Los elementos básicos de la materia son tres.
Cuadro general de las partículas, quarks y leptones.
Diferencia entre los bariones y los mesones.
Diferencia entre fermiones y bosones.
Tamaño relativo de las diferentes partículas atómicas.La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.
[editar] Modelo de Dalton
Artículo principal: Modelo atómico de John Dalton
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.[11] Este primer modelo atómico postulaba:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).
[editar] Modelo de Thomson
Modelo atómico moderno
Funciones de onda de los primeros orbitales atómicos
Modelo atómico de ThomsonArtículo principal: Modelo atómico de Thomson
Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thompson donde las "pasas" (electrones) se situaban en la parte exterior del "pastel" (la carga positiva).
[editar] Detalles del modelo atómico
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.
[editar] Modelo de Rutherford
Modelo atómico de RutherfordArtículo principal: Modelo atómico de Rutherford
Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico.
Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:
Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
No explicaba los espectros atómicos.
[editar] Modelo de Bohr
Modelo atómico de BohrArtículo principal: Modelo atómico de Bohr
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas.” Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)
Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).
El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada.
Bohr no puede explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización.
Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.
[editar] Modelo de Schrödinger
Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.Artículo principal: Modelo atómico de Schrödinger
Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno.
[editar] Referencias
1.↑ «Átomo», en Diccionario de la Lengua Española (22ª ed.). Real Academia Española (2001). Consultado el 20 de julio de 2009.
2.↑ Haubold, Hans; Mathai, A. M. (1998). «Microcosmos: From Leucippus to Yukawa». Structure of the Universe. Common Sense Science. Consultado el 17-01-2008.
3.↑ Harrison (2003:123–139).
4.↑ Antonio Rañada(1990), Dinámica Clásica. Madrid, Alianza Editorial, S. A. 84-206-8133-4
5.↑ B.H. Bransden and C.J. Joachain (1992), Physics of Atomos and Molecules. Harlow-Essex-England, Longman Group Limited. 0-582-44401-2
6.↑ presocraticos/Atomistas/atomis.html Filósofos Presocráticos: Atomistas, Leucipo y Demócrito
7.↑ Protagonistas de la revolución:Lavoisier, A.L.
8.↑ Amedeo Avogadro (en italiano)
9.↑ Elements and Atoms: Chapter 12: Mendeleev's First Periodic Table (en inglés)
10.↑ Experimento de Rutherford
11.↑ Rincón Arce, Alvaro (1983) ABC de Química Primer Curso, Editorial Herrero, México, ISBN: 968-420-294-6.
Cronología del modelo atómico (en inglés).
Sokolovsky, Silvia (2002). «El Átomo»..
Bricks of the Universe: the Building Blocks of Matter (material divulgativo del CERN).
[editar] Véase también
Molécula
Tabla periódica de los elementos
Modelo estándar de física de partículas
Fisión y fusión nuclear
Acelerador de partículas
Medicina nuclear
Arma nuclearFUENTE:WIKIPEDIA.ORG
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