Modelos atómicos

2006

Todo científico que se propone describir algo jamás sabe con certerza si su modelo es real, o sea, se asemeja a la realidad. Es debido a esto que los modelos son una representación provisional de la realidad, en la medida que los conocimientos avanzan, y es sustituido por otro modelo. Durante la historia se han desarrollado distintos modelos de cualquier tipo, en este trabajo se presentan científicos con sus respectivos modelos atómicos, los cuales han perdurado con el correr del tiempo, como también se presentan diversas leyes relacionadas al tema.

• Primeras leyes de la Química:

Aunque se ha intentado remontar los orígenes de la química a los egipcios, griegos y chinos de los siglos anteriores a la Era Cristiana, lo cierto es que la Química no surge como verdadera ciencia hasta la segunda mitad del siglo XVIII, como resultado de los comenzados trabajos de Joseph Pristley y Antoine Lavosier( ver Lavosier).

Entre las primeras leyes se destacan las siguientes:

• Ley de conservación de la materia: Válida hasta nuestros días, establece que la cantidad de materia sometida a una reacción química permanece constante, cualquiera que sea la naturaleza del cambio químico. (ver Lavosier)

• Ley de proporciones definida: En cada cantidad de sustancia completa determinada la proporción ponderal de los elementos integrantes es constante.

• Ley de las proporciones múltiples: Si dos elementos se combinan para formar mas de un compuesto, lo hacen de tal forma que supuesta constante la cantidad de uno de ellos en todas las combinaciones y las cantidades del otro guardan entre sí relaciones muy sencillas que pueden representarse por números enteros.

• La Materia:

• ¿Qué es la materia?

Es en ciencia, término general que se aplica a todo lo que ocupa espacio y posee los atributos de gravedad e inercia. En la física clásica, la materia y la energía se consideraban dos conceptos diferentes que estaban detrás de todos los fenómenos físicos. Los físicos modernos, sin embargo, han demostrado que es posible transformar la materia en energía y viceversa, con lo que han acabado con la diferenciación clásica entre ambos conceptos (véase Masa; Relatividad). Sin embargo, al tratar numerosos fenómenos —como el movimiento, el comportamiento de líquidos y gases, o el calor— a los científicos les resulta más sencillo y práctico seguir considerando la materia y la energía como entes distintos.

• Estructura de la materia:

Ciertas partículas elementales se combinan para formar átomos, que a su vez se combinan para formar moléculas. Las propiedades de las moléculas individuales y su distribución y colocación proporcionan a las distintas formas de materia sus cualidades, como masa, dureza, viscosidad, color, sabor o conductividad eléctrica o calorífica, entre otras.

• El Átomo

El Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. A lo largo de los siglos, el tamaño y la naturaleza del átomo sólo fueron objeto de especulaciones, por lo que su conocimiento avanzó muy lentamente.

El átomo en sí se compara con un sistema solar miniatura, posee en su centro el núcleo, cargado de electricidad llamada positiva, para distinguirla de la carga eléctrica negativa que se mueve alrededor del núcleo determinando capas llamadas niveles de energía. A pesar de que el núcleo es por lo menos diez mil veces más pequeño que el átomo, en él se concentra la masa del átomo.

Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos se pueden descomponer en sus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico.

• Estructura del átomo:

Desde muy antiguo, hombres dedicados al saber -como los griegos Leucipo y Demócrito-, uniendo a la observación, la imaginación y su deseo de explicarse el porqué de los hechos de este mundo, supusieron que la divisibilidad de la materia debía tener un límite.

A la partícula pequeñísima, límite de la división, la llamaron Átomo.

• El Número atómico:

Es el número entero positivo que equivale al número total de protones existentes en el núcleo atómico. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear.

El número atómico es el número Z que acompaña al símbolo X de un elemento, ZX. Un átomo neutro posee el mismo número de protones que de electrones, de manera que Z indica también el número de electrones de un átomo neutro.

• Masa Atómica

La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo periodo en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió obtener respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y masa de los diferentes átomos. Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.

De la ley de Avogadro se desprende que las masas de un volumen patrón de diferentes gases (es decir, sus densidades) son proporcionales a la masa de cada molécula individual de gas. En ocasiones se habla de “peso atómico” aunque lo correcto es “masa atómica”. La masa es una propiedad del cuerpo, mientras que el peso es la fuerza ejercida sobre el cuerpo a causa de la gravedad.

La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a números enteros llevó al químico británico William Prout a sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar compuestos por átomos de hidrógeno. El descubrimiento de estas masas atómicas fraccionarias pareció invalidar la hipótesis de Prout hasta un siglo después, cuando se descubrió que generalmente los átomos de un elemento dado no tienen todos la misma masa. Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se conocen como isótopos.

En sí la masa atómica de un elemento es el número que indica cuántas veces mayor es la masa de un átomo de dicho elemento que la unidad de masa atómica (uma).

• Modelos atómicos:

Diversos científicos han desarrollado teorías sobre los modelos atómicos basándose en sus propias investigaciones o bien en las de algún otro científico renombrado tanto en su época como en la actualidad, entre ellos se encontraban los siguientes,

• Sir Joseph John Thompson:

• Breve biografía:

Físico británico nacido en 1856. Estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente la de los gases. Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas negativamente (electrones), de las que determinó la relación entre su masa y su carga. Es el autor del modelo atómico que lleva su nombre. En 1906 le fue concedido el premio Novel por sus trabajos. Falleció en 1940.

• Teoría atómica de Thompson:

Hasta los últimos años del siglo XIX, el modelo aceptado del átomo se parecía a una bola de billar. En 1987, J.J.Thomson cambió dramáticamente la visión moderna del átomo con su descubrimiento del electrón. El trabajo de Thomson sugiere que el átomo no es una partícula invisible como John Dalton había sugerido, sino más bien un rompecabezas compuesto por piezas todavía mas pequeñas.

La noción de Thomson sobre el electrón se origina en su investigación sobre una curiosidad científica: el tubo de rayo catódico. Durante años, algunos científicos habían tenido conocimiento del hecho que si una corriente eléctrica pasaba a través de un tubo. Se podía ver un rayo de materias resplandeciente .Sin embargo, nadie podía explicar el porqué. Thompson descubrió que el misterioso rato se torcía hacia una placa eléctrica cargada positivamente. Thomson teorizó que estaba en lo cierto, que en realidad el rayo estaba compuesto de partículas o pedazos de átomos que llevaban una carga negativa. Más tarde, a estas partículas se las llamo electrones.

• Modelo atómico (ver figura 1 del apéndice)

Este modelo fue muy limitado y pronto fue sustituido por otros.

Expuso un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del electrón, descubierto por él en 1897, y puede describirse diciendo que: "El átomo se encuentra constituido por una esfera de carga positiva en la cual se encuentran incrustadas las cargas negativas (electrones) de  forma similar a como se encuentran las pasas de uva en un pastel. Además, como el átomo es neutro la cantidad de cargas positivas es igual a la cantidad de cargas negativas".

Su modelo era estático, ya que suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta ese momento.

• Según este modelo el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones. Esto explicaba que la materia fuese eléctricamente neutra pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga. Entonces en su modelo justifico la divisibilidad del átomo y a su vez considero al átomo como una esfera de carga positiva, con los electrones repartidos como pequeños gránulos.

En 1897 pudo experimentar que los rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas, de los átomos, realizando un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y por uno magnético; esto llevo a Thomson a suponer que las partículas que formaban los rayos catódicos no eran átomos cargados, sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamo electrones. Y lo pudo comprobar mediante 2 pasos:

1º Paso: Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnéticas eran iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban.

2 Paso: Consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier Ion.

• Conclusión: Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamó electrones.

Y con esta conclusión pudo justificar 2 hechos,

La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de electrones, debe de haber partículas con cargas positivas.

Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas.

• Ernest Rutherford of Nelson:

• Su biografía:

Físico británico, premio Nobel por su trabajo en física nuclear y por su teoría de la estructura del átomo.

Nació el 30 de agosto de 1871, en Nelson, Nueva Zelanda y estudió en la Universidad de Nueva Zelanda y en la de Cambridge. Fue profesor de física en la Universidad McGill de Montreal, Canadá, desde 1898 a 1907 y en la de Manchester, en Inglaterra, durante los 12 años siguientes. A partir de 1919 ejerció como profesor de física experimental y director del Laboratorio Cavendish en la Universidad de Cambridge y también mantuvo una cátedra, a partir de 1920, en la Institución Real de Gran Bretaña en Londres.

Rutherford fue uno de los primeros y más importantes investigadores en física nuclear. Poco después del descubrimiento de la radiactividad en 1896 por el físico francés Antoine Henri Becquerel, Rutherford identificó los tres componentes principales de la radiación y los denominó rayos alfa, beta y gamma. También demostró que las partículas alfa son núcleos de helio. Su estudio de la radiación le llevó a formular una teoría de la estructura atómica que fue la primera en describir el átomo como un núcleo denso alrededor del cual giran los electrones.

En 1919 Rutherford dirigió un importante experimento en física nuclear cuando bombardeó nitrógeno con partículas alfa y obtuvo átomos de un isótopo de oxígeno y protones. Esta transmutación de nitrógeno en oxígeno fue la primera que produjo una reacción nuclear de forma artificial. Inspiró la investigación de los científicos posteriores sobre otras transformaciones nucleares y sobre la naturaleza y las propiedades de la radiación. Rutherford y el físico británico Frederick Soddy desarrollaron la explicación de la radiactividad que todavía aceptan los científicos actuales.

Rutherford fue elegido miembro de la Sociedad Real en 1903 y ejerció como presidente de esta institución desde 1925 a 1930. En 1908 fue galardonado con el Premio Nobel de Química y recibió el título de sir en 1914. Murió en Londres el 19 de octubre de 1937 y fue enterrado en la Abadía de Westminster. Entre sus escritos se encuentran: Radioactivity (Radiactividad, 1904); Radiations from Radioactive Substances (Radiaciones de las sustancias radiactivas, 1930), que redactó con los físicos James Chadwick y Charles Drummond Ellis y que se ha convertido en un texto clásico, y The Newer Alchemy (La Nueva alquimia, 1937).

• Experiencias:

Uno de sus experimentos consistía en bombardear una fina lámina de oro con rayos alfa. Para observar el resultado del bombardeo, alrededor de la lámina de oro puso una pantalla fluorescente. La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque igual que si tratamos de tirar pequeños bollitos de papel a través de una reja, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío

Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (que poseen carga positiva).

Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva

A lo que concluyó al siguiente modelo atómico. Fundamentado en los efectos de su trabajo que presentó la existencia del núcleo atómico, Rutherford mantiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy menor y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.

• Niels Böhr:

• Su biografía:

Físico danés, galardonado con el premio Nobel, que hizo aportaciones fundamentales en el campo de la física nuclear y en el de la estructura atómica.

Böhr nació en Copenhague el 7 de octubre de 1885; era hijo de un profesor de fisiología y estudió en la universidad de su ciudad natal, donde alcanzó el doctorado en 1911. Ese mismo año fue a la Universidad de Cambridge (Inglaterra) para estudiar física nuclear con J.J. Thomson, pero pronto se trasladó a la Universidad de Manchester para trabajar con Ernest Rutherford.

La teoría de la estructura atómica de Böhr, que le valió el Premio Nobel de Física en 1922, se publicó en una memoria entre 1913 y 1915. Su trabajo giró sobre el modelo nuclear del átomo de Rutherford, en el que el átomo se ve como un núcleo compacto rodeado por un enjambre de electrones más ligeros. El modelo de átomo de Böhr utilizó la teoría cuántica y la constante de Planck. El modelo de Böhr establece que un átomo emite radiación electromagnética sólo cuando un electrón del átomo salta de un nivel cuántico a otro. Este modelo contribuyó enormemente al desarrollo de la física atómica teórica.

En 1916, Böhr regresó a la Universidad de Copenhague como profesor de física, y en 1920 fue nombrado director del Instituto de Física Teórica de esa universidad, recién constituido. Allí, Böhr elaboró una teoría que relaciona los números cuánticos de los átomos con los grandes sistemas que siguen las leyes clásicas, y realizó otras importantes aportaciones a la física teórica. Su trabajo ayudó a impulsar el concepto de que los electrones se encuentran en capas y que los de la última capa determinan las propiedades químicas de un átomo.

En 1939, reconociendo el significado de los experimentos de la fisión de los científicos alemanes Otto Han y Fritz Strassmann, Böhr convenció a los físicos en una conferencia en Estados Unidos de la importancia de estos experimentos. Más tarde, demostró que el uranio 235 es el isótopo del uranio que experimenta la fisión nuclear. Böhr regresó posteriormente a Dinamarca, donde fue obligado a permanecer después de la ocupación alemana del país en 1940. Sin embargo, consiguió llegar a Suecia con gran peligro de su vida y de la de su familia. Desde Suecia, la familia Böhr viajó a Inglaterra y por último a los Estados Unidos, donde Böhr se incorporó al equipo que trabajaba en la construcción de la primera bomba atómica en Los Álamos (Nuevo México), hasta su explosión en 1945. Böhr se opuso, sin embargo, a que el proyecto se llevara a cabo en total secreto, y temía las consecuencias de este siniestro nuevo invento. Deseaba un control internacional.

En 1945, Böhr regresó a la Universidad de Copenhague donde, inmediatamente, comenzó a desarrollar usos pacifistas para la energía atómica. Organizó la primera conferencia 'Átomos para la paz' en Ginebra, celebrada en 1955, y dos años más tarde recibió el primer premio 'Átomos para la paz'. Böhr murió el 18 de diciembre de 1962 en Copenhague.

• Modelo atómico presentado por Böhr: ( ver Fig.2 y 3 del apéndice)

La primera vez que Böhr aplico una hipótesis sobre la estructura atómica, pudo a formular un nuevo modelo que superaba al modelo atómico de Rutherford.

Se aplicaba de la siguiente manera:

• El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios del movimiento que le eran permitidos, cada uno de estos estados tenía una energía fija y definida.

• Cuando un electrón estaba en uno de esos estados no variaba, pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.

• En cualquier estado, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.

• Los estados de movimiento electrónico eran aquellos en los cuales el movimiento angular del electrón era un múltiplo entero de h/2 X 3´14

Aplicando esta hipótesis se resolvía la dificultad de átomo de Rutherford:
El electrón al girar alrededor del núcleo no iba perdiendo energía, sino que se situaba en uno de los estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón solo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado a otro. La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía de electrón libre.

Al aplicar la formula de Böhr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios:

• El modelo de Thompson presentaba un átomo Estático y macizo. Las cargas positivas y negativas estaban en reposo neutralizándose Mutuamente. Los electrones estaban incrustados en una masa positiva.

• El átomo de Rutherford Era dinámico y hueco pero de acuerdo con las leyes de la física clásica inestable.

• El modelo de Böhr era similar al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificaron y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física clásica.

Entonces, dijo que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. En ese caso, los electrones se ubican en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía.

Para realizar su modelo atómico utilizó el átomo de hidrógeno. Representó el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón.

En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo.

Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de número cuántico principal, se representa con la letra "n" y  toma valores desde 1 hasta 7.

Fallos del modelo: es un modelo semiempírico, en donde se han tenido que introducir unos postulados cuya justificación es a posteriori.

• Entonces este modelo implicaba los siguientes postulados:

1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.

2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.

3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.

4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.

Y a su vez suponía una explicación de los espectros discontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.

• Propiedades del Átomo de Böhr.

Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de este varían. Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número de electrones de valencia que poseen distintos números atómicos poseen características similares.

Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones.

Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas estables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,6710-27 Kg.

Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaba unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón (1,6748210-27kg.).

Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31kg. El modelo de Böhr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de átomos mayores.

Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Böhr, ésta solo podía aplicarse a átomos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de algunas constantes, que prácticamente coincidían con los valores experimentales sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos que poseen más de un electrón. Al modelo de Böhr se le fueron introduciendo mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por orbitas alrededor de un núcleo central  puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de un electrón (átomos polielectrónicos) ni mucho menos la capacidad de los átomos para formar enlaces químicos.

• Experimentos de Böhr:

La teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba otros fenómenos tales como la irradiación de un cuerpo sólido caliente. Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores.

Así, en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con la misma frecuencia.

Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.

Por otro lado, el modelo de Böhr suponía una explicación de los espectros discontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.

• John Dalton

• Su biografía

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

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

Sin embargo, a la primera obra de Dalton, Observaciones y ensayos meteorológicos (1793), se le prestó muy poca atención. En 1794 presentó en la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester un ensayo sobre el daltonismo, un defecto que él mismo padecía; el ensayo fue la primera descripción de este fenómeno, denominado así por el propio Dalton.

Su contribución más importante a la ciencia fue su teoría de que la materia está compuesta por átomos de diferentes masas que se combinan en proporciones sencillas para formar compuestos. Esta teoría, que Dalton formuló por primera vez en 1803, es la piedra angular de la ciencia física moderna (véase Química; Física). En 1808 se publicó su obra Nuevo sistema de filosofía química, que incluía las masas atómicas de varios elementos conocidos en relación con la masa del hidrógeno. Sus masas no eran totalmente precisas pero constituyen la base de la clasificación periódica moderna de los elementos. Dalton llegó a su teoría atómica a través del estudio de las propiedades físicas del aire atmosférico y de otros gases. En el curso de la investigación descubrió la ley conocida como `ley de Dalton de las presiones parciales', según la cual, la presión ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de la presiones parciales que ejercería cada uno de los gases si él solo ocupara el volumen total de la mezcla.

Dalton fue elegido miembro de la Sociedad Real de Londres en 1822 y cuatro años más tarde se le concedió la medalla de oro de esta sociedad. En 1830 Dalton se convirtió en uno de los ocho socios extranjeros de la Academia de Ciencias Francesa. Murió el 27 de julio de 1844 en Manchester.

• Postulados:

1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.

2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.

3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.

4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.

5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).

• Teoría de Dalton:

Publicada en el 1.810

• La materia esta formada por átomos indivisibles e indeformables

• Las sustancias compuestos están formados por átomos compuestos

• Todos los átomos de una sustancia pura son idénticos y por lo tanto tiene la misma masa e idénticas sus demás propiedades.

• Los átomos de distintas sustancias tienen diferentes la masa y las demás propiedades (por ejemplo el tamaño, etc...)

Cuando se produce una reacción química, los átomos, puesto que son inalterables, ni se crean ni se destruyen, tan solo se distribuyen y organizan de otra forma.

John Dalton continuó con la hipótesis acerca de los átomos, y el 21 de octubre de 1803 dio una conferencia en la "Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester, Inglaterra" en la que expuso su Teoría Atómica, así como algunas de sus leyes, pero, no es hasta 1808 en que aparece su obra Un nuevo Sistema de Filosofía Química en la habló su teoría atómica; a lo que concluyó con la siguiente teoría atómica:

• 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, aún cuando se combinen en las reacciones química.

• 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.

La hipótesis de Dalton, tuvo vigencia durante mucho tiempo, la cual manejó que el átomo era indivisible; sin embargo, los átomos permanecen indivisibles en los fenómenos químicos simples.

• Modelos Atómico según Dalton:

• Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.

• Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.

• Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.

• Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.

• Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).

Para Dalton los átomos eran esferas macizas. Representación de distintos átomos

Esto quería decir que un átomo de oxígeno más un átomo de hidrógeno daba un átomo o molécula de agua.

La formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de átomos de estos elementos para formar "moléculas" de agua. Dalton, equivocadamente, supuso que la molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno.

Dalton, además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los elementos se combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas proporciones.

Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combina con una cantidad fija del otro están relacionadas entre sí por números enteros sencillos.

A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial.

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

• Antoine Laurent de Lavoisier

• Biografía: químico francés, considerado el fundador de la química moderna.

Nació el 26 de agosto de 1743 en París, en una familia acomodada que lo quiso y mimó extraordinariamente y le proporcionó una educación excelente, estudió en el Instituto Mazarino. . Desde muy joven demostró ser un buen estudiante. Al comienzo de sus investigaciones químicas se dio cuenta de la importancia que tenía la precisión de las medidas. Hizo por la química lo que Galileo hizo por la física dos siglos antes y el resultado en química fue igualmente rotundo y es en parte por esto que a Lavoisier se le acredita como el padre de la química moderna.

Lavoisier fue un ciudadano de gran espíritu público que participó en muchas comisiones y consejos creados para mejorar la suerte de la gente. En 1760 trabajó el método para mejorar la iluminación en pueblos causando sensación a los 20 años con su ensayo sobre esta materia, y en 1770 ideó nuevos métodos para preparar la salmuera, sustancia necesaria para la fabricación de la pólvora. En 1780 trabajó en la modernización de la agricultura y sus investigaciones le llevaron a establecer una granja modelo en 1788. Pero todo este gran espíritu ciudadano no le ayudaría a la postre, por dos equivocaciones. En primer lugar, invirtió medio millón de francos en la Ferme générale a fin de ganar algún dinero para sus investigaciones. Esta Ferme générale era una sociedad privada comprometida con el gobierno francés para recolectar impuestos. Cualquier dinero que sacaban por encima de la cuota era ganancia para la sociedad. Estos granjeros de hacienda eran el grupo más odiado en la Francia del XVIII., aunque Lavoisier siempre utilizó el dinero que ganó en la investigación química, creando un magnífico laboratorio privado.

Sin embargo, fue un "granjero de hacienda" y llegó a ganar cien mil francos en un año; en 1771 se casó con la hija de un importante recaudador de impuestos.

El segundo error de Lavoisier tuvo que ver con la Academia de Ciencias Francesa a cuya honorable asociación perteneció como miembro desde 1768, cuando contaba con solo 25 años.

Fue elegido miembro de la Academia de Ciencias en 1768. Ocupó diversos cargos públicos, incluidos los de director estatal de los trabajos para la fabricación de la pólvora en 1776, miembro de una comisión para establecer un sistema uniforme de pesas y medidas en 1790 y comisario del tesoro en 1791. Lavoisier trató de introducir reformas en el sistema monetario y tributario francés y en los métodos de producción agrícola. Como dirigente de los campesinos, fue arrestado y juzgado por el Tribunal Revolucionario y guillotinado el 8 de mayo de 1794.

Con el químico francés Claude Louis Berthollet y otros, Lavoisier concibió una nomenclatura química, o sistema de nombres, que sirve de base al sistema moderno. La describió en Método de nomenclatura química (1787). En Tratado elemental de química (1789), Lavoisier aclaró el concepto de elemento como una sustancia simple que no se puede dividir mediante ningún método de análisis químico conocido, y elaboró una teoría de la formación de compuestos a partir de los elementos. También escribió Sobre la combustión (1777) y Consideraciones sobre la naturaleza de los ácidos (1778).

Hacia el final de su carrera, Lavoisier, con ayuda de Laplace, trató de medir calores de combustión y dilucidó algunos detalles de lo que ocurría en los tejidos vivos. Pero en el mismo año en que apareció su libro estalló la revolución y hacia 1792 los antimonárquicos radicales tomaron el control proclamando la república en Francia y cazando a los "granjeros de hacienda". Lavoisier fue retirado de su laboratorio y más tarde arrestado. Cuando alegó que era un científico y no un recaudador de impuestos (cosa no del todo cierta), el oficial que lo arrestó contestó con la famosa frase "la república no necesita científicos". El juicio fue una farsa, donde Marat, quien era un poderoso cabecilla revolucionario, acusó a Lavoisier de haber participado en complots absurdos y pidió su muerte. Marat fue asesinado en julio de 1793 pero el mal ya estaba hecho. Lavoisier fue guillotinado junto con su suegro y otros "granjeros de hacienda" el 8 de mayo de 1794.

• Sus aportes a la Química:

El interés de Lavoisier en el alumbrado de las calles le introdujo de lleno en el problema de la combustión. La teoría del flogisto de Stahl ya tenía un siglo de existencia y había muchas cosas que no podía explicar. La confusión que originó entre los químicos se esclareció con el trabajo de Lavoisier y solo después de esto se pudo avanzar de verdad en la química.

Lavoisier pudo demostrar que el óxido era una combinación del metal con el aire y por tanto que la oxidación no acarreaban una pérdida del flogisto, sino una ganancia de al menos una porción de aire. Así se derrumbó la teoría del flogisto y se estableció la química sobre los fundamentos en que hoy descansa. Además la demostración de Lavoisier de que la materia no se crea ni se destruye sino que cambia de un estado a otro en el transcurso de los procesos químicos a que se somete, es la Ley de Conservación de la Materia, que representa un baluarte de la química del siglo XIX (y una tercera razón por la que se le proclama padre de la química moderna).

En 1774, Priestley estaba en París y visitó a Lavoisier, con quien discutió los experimentos que hizo con el aire "desflogisticado". Lavoisier repitió los experimentos y se dio cuenta al momento de la tontería que representaba la noción de aire desflogisticado. A cambio, le demostró la existencia del aire que se combina con los metales para formar óxidos. La única razón por la que los objetos ardían tan rápidamente en ese gas era que, en el aire, dicho gas estaba diluido entre otros gases, en los que no ardían las sustancias.

Lavoisier fue el primero que expuso claramente lo que otros grandes químicos de la época (especialmente Scheele) habían sospechado; el aire estaba compuesto por dos gases, uno de los cuales mantenía la combustión y el otro no. Llamó "oxígeno" al primero. Al segundo lo llamó azoe, pero en 1790 Chaptal lo rebautizó "nitrógeno", su nombre actual.

Hizo por la química más que nadie hasta entonces, pero no llegó a descubrir un sólo elemento. También estudio el comportamiento de los animales en una atmósfera de aire, de oxígeno y de nitrógeno. Pudo medir la cantidad de calor que desprendía comparando la vida en ese aspecto con la combustión. En 1783, Cavendish demostró que el agua se podía producir quemando un gas inflamable en aire. Lavoisier al momento repitió el experimento de un modo mas moderno y bautizó al aire inflamable con el nombre de hidrógeno. Esto encajó bien con su nueva visión de la química y pudo observar que cuando los animales descomponían el alimento (compuesto de carbono e hidrógeno en su mayor parte), lo hacían añadiendo el oxígeno que respiraban y formando anhídrido carbónico y agua, que aparecían en el aire expirado.

Una vez sentadas las bases de la nueva química, Lavoisier empezó a trabajar para conseguirle una nueva nomenclatura. Los alquimistas y químicos anteriores no tenían reglas fijas para nombrar las distintas sustancias y desde luego utilizaban nombres oscuros y caprichosos. Como resultado de esta confusión, ningún químico estaba seguro de lo que le contaba a otro por no utilizar iguales denominaciones.

En colaboración con otros químicos como Berthollet y Fourcroy, Lavoisier publicó en 1787 la obra: Métodos de nomenclatura Química, en el que se establecían normas que se utilizaban para nombrar cada compuesto, basados en los elementos que contenía. La idea fue identificar la composición química con el nombre asignado. El sistema era tan claro y lógico que los químicos lo adoptaron al instante y aun constituye la base de la nomenclatura actual.

En 1789 publicó “Tratado elemental de Química”, en el que reunió su nueva doctrina y que representa el primer texto moderno de química y entre otras cosas contiene una lista de todos los elementos conocidos por entonces; esto es, de todas las sustancias que no se habían descompuesto en unidades menores. La lista en su mayor parte era bastante exacta, y ninguna de las sustancias contenidas en ella no se reconoce hoy como elemento o por lo menos un óxido del mismo. Sin embargo Lavoisier catalogó el calor y la luz como elementos y hoy se reconoce que son inmateriales. Lavoisier creía que el calor era un "fluido imponderable" llamado "calórico". Había desechado el flogisto, un fluido imponderable también, pero en parte por su gran influencia, el calórico permaneció en la mente de los químicos durante medio siglo.

• Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld:

• Breve biografía:

Físico alemán. Profesor de matemáticas en la Academia de Minas de Clausthal (1897), de mecánica en el Politécnico de Aquisgrán (1900) y de física teórica en la Universidad de Munich (1906). Investigó la teoría de los espectros y modificó el modelo atómico de Böhr con la introducción de órbitas elípticas para explicar la estructura fina de las rayas espectrales basadas en las teorías cuántica y de la relatividad.

Así mismo llevó a cabo diversos estudios acerca del carácter ondulatorio de los rayos X, la propagación de las ondas radioeléctricas y la formulación de la teoría del giróscopo, es decir, cuerpo sólido simétrico que gira alrededor de un eje que pasa por su centro de gravedad; y del estado metálico, así como trabajos sobre acústica y telegrafía sin hilos.

En 1928, sugirió que los electrones en los metales se encuentran en una disposición cuántica en la que los niveles de baja energía disponibles para los electrones se hallan casi completamente ocupados. En el mismo año, el físico suizo estadounidense Félix Bloch, y más tarde el físico francés Louis Brillouin, aplicaron esta idea en la hoy aceptada 'teoría de la banda' para los enlaces en los sólidos metálicos.

De acuerdo con dicha teoría, todo átomo de metal tiene únicamente un número limitado de electrones de valencia con los que unirse a los átomos vecinos. Por ello se requiere un amplio reparto de electrones entre los átomos individuales. El reparto de electrones se consigue por la superposición de orbitales atómicos de energía equivalente con los átomos adyacentes. Esta superposición va recorriendo toda la muestra del metal, formando amplios orbitales que se extienden por todo el sólido, en vez de pertenecer a átomos concretos. Cada uno de estos orbitales tiene un nivel de energía distinto debido a que los orbitales atómicos de los que proceden, tenían a su vez diferentes niveles de energía. Los orbitales, cuyo número es el mismo que el de los orbitales atómicos, tienen dos electrones cada uno y se van llenando en orden de menor a mayor energía hasta agotar el número de electrones disponibles. En esta teoría se dice que los grupos de electrones residen en bandas, que constituyen conjuntos de orbitales. Cada banda tiene un margen de valores de energía, valores que deberían poseer los electrones para poder ser parte de esa banda. En algunos metales se dan interrupciones de energía entre las bandas, pues los electrones no poseen ciertas energías. La banda con mayor energía en un metal no está llena de electrones, dado que una característica de los metales es que no poseen suficientes electrones para llenarla. La elevada conductividad eléctrica y térmica de los metales se explica así por el paso de electrones a estas bandas con defecto de electrones, provocado por la absorción de energía térmica.

• Aportes a la química:

Perfecciono el modelo atómico de Böhr intentando paliar los dos principales defectos de este.

Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld postula que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará situado muy próximo al núcleo.

Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observando al emplear espectroscopios de mejor calidad, Sommerfeld supone que las orbitas del electrón pueden ser circulares y elípticas. Introduce el numero cuántico secundario o azimutal, en la actualidad llamado l, que tiene los valores 0, 1, 2,... (n-1), e indica el momento angular del electrón en la orbita en unidades de h/2, determinando los subniveles de energía en cada nivel cuántico y la excentricidad de la orbita.

• Elementos Atómicos

• Isótopos:

Una de las dos o más variedades de un átomo que tienen el mismo número atómico, constituyendo por tanto el mismo elemento, pero que difieren en su número másico. (Suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo de un átomo). Los átomos de un mismo elemento pueden tener diferentes números másicos, según el isótopo de que se trate.

Actualmente se sabe que la mayoría de los elementos en estado natural consisten en una mezcla de dos o más isótopos. Entre las excepciones se encuentran el berilio, el aluminio, el fósforo y el sodio.

Entonces resumiendo, los isótopos son átomos de un mismo elemento químico que tienen distinta masa, por lo tanto tienen igual número de protones y distinto número de neutrones.

• Isóbaro:

Son átomos de distintos elementos químicos que tienen la misma masa, pero distinto número de protones. Por ejemplo, el átomo del carbono 14 tiene 6 protones y 8 neutrones en el núcleo y el átomo de nitrógeno de número masivo 14 tiene 7 protones y 7 neutrones en el núcleo

• Ion:

Es una partícula que se forma cuando un átomo neutro o un grupo de átomos ganan o pierden uno o más electrones. Un Ion es una partícula cargada eléctricamente, que tienen que tienen un exceso o deficiencia de electrones.

Un átomo que pierde un electrón forma un Ion de carga positiva, llamado catión; un átomo que gana un electrón forma un Ion de carga negativa, llamado anión. Los átomos pueden transformarse en iones por radiación de ondas electromagnéticas con la suficiente energía. Este tipo de radiación recibe el nombre de radiación de ionización.

• Tipos de iones:

Hay dos tipos de Ion, los positivos y los negativos. Un cation es un Ion positivo. Un anion es un Ion negativo.

þþ Los iones positivos como: Na+; Fe2+; ect., son los llamados Cationes.

þþLos iones negativos como: C1-; O2-; SO* ; HO-; ect. Se llaman Aniones

• Representación del Ion:

El símbolo del o de los elementos que lo forman.

El subíndice que corresponde al número de átomos de cada elemento que interviene.

A la derecha y arriba del Ion el número de carga seguido de su signo.

• Gases

Es la sustancia en uno de los tres estados diferentes de la materia ordinaria, que son el sólido, el líquido y el gaseoso. Los sólidos tienen una forma bien definida y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen libremente y están limitados por superficies que forman por sí solos. Los gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.

• Ley Boyle-Mariotte:

Fue descubierta a mediados del siglo XVII, afirma que el volumen de un gas varía inversamente con la presión si se mantiene constante la temperatura.

• Ley Gay-Lussac:

Fue formulada alrededor de un siglo después, afirma que el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta si la presión se mantiene constante.

• Diferencias de ambas leyes (ver apéndice, Fig. 4):

Las leyes antes mencionadas se diferencian en que, aunque ambas se formulan entorno a un gas, su volúmen, la presión que se ejerce sobre el mismo y la temperatura a la cual se trabaja, marcan una amplia diferencia al trabajar mediante la presión (o sea que el volumen del gas varia al aumentar la presión y mantener la temperatura constante) o sobre la temperatura (es decir, que el volumen de un gas varía proporcionalmente a la temperatura que aumenta si se mantiene una presión constante)

• Apéndice:

Figura 1:

Modelo de Átomo de Thompson

Figura 2 Figura 3

Modelos atómicos de Böhr

Figura 4

• Bibliografía:

• Libros:

• Química 4 y 5 Año. Plus Ultra. Año 1992.

• Química. Ed. Santillana. Año 2005

• Química general. Ed. Reverté.

• Ciencias Naturales 8vo año. Ed. Santillana. Año 2002

• Ciencias Naturales 9no ano. Ed Puerto de Palos. Año 2001

• Física y Química. Ed. Santillana. Año1996

• Química. Ed. Ateneo. Año1997

• Enciclopedias:

• Encarta 2002

• Encarta 2006

• Enciclopedia Premier 1997

• Enciclopedia Genios de los Chicos

Índice:

• Introducción al tema _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 2

• Primeras leyes de la química _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 2

• La materia

• ¿Qué es? _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 2

• Estructura de la materia _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _2

• Científicos y sus aportes a la química_ _ _ _ _ _ _ _ _ 2

• El Átomo

• El Átomo _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 2

• Estructura _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _3

• Número atómico_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _3

• Masa atómica. _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 3

• Modelos Atómicos:

• Thompson

• Biografía _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _3

• Teoría atómica _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 3

• Modelo Atómico _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 4

• Conclusión _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 4

• Rutherford

• Biografía _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _5

• Experiencias_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 5

• Estructuras _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 5

• Böhr

• Biografía_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 6

• Modelos atómicos_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 6

• Postulados _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _7

• Propiedades del átomo de Böhr _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _8

• Experimentos _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _8

• Dalton

• Biografía _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 9

• Postulados _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 9

• Su teoría atómica _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _10

• Su Modelo Atómico _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _10

• Lavosier

• Biografía_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 11

• Aportes a la química_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _12

• Sommerfield

• Biografía_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 13

• Aportes a la química _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 13

• Elementos atómicos:

• Isótopos _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 14

• Isóbaros _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 14

• Ion

• Ion en sí _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 14

• Tipos de Ion _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 14

• Representación del Ion _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 14

• Gases:

• ¿Qué son?_ _ _ __ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 15

• Ley Boyle-Mariotte_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 15

• Ley Gay-Lussac _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 15

• Diferencias de leyes anteriores _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 15

• Apéndice _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 16

• Bibliografía _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 17

• Índice _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _18

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