HISTORIA DE LA QUIMICA

OBJETIVO CLASE: El alumno reconocerá el desarrollo histórico de la química, el concepto fundamental, su relación con otras ciencias, su clasificación y su aplicación en la vida cotidiana.

QUIMICA: Ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que esta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.

CIENCIA: Conjunto de conocimientos estructurados sistemáticamente.  La ciencia es el conocimiento obtenido mediante la observación de patrones regulares de razonamiento y experimentación en ámbitos específicos.

METODO CIENTIFICO: Es un método de investigación usado en la producción de conocimiento en las ciencias.  Para que un método de investigación se considere científico, debe estar basado en la empírica (experimentación).  El método científico está sustentado en dos bases:

 

1  - REPRODUCIBILIDAD: Que un experimento debe tener la capacidad de ser  repetido

2. -- REFUTABILIDAD: Toda propuesta científica debe ser susceptible de ser refutada; es decir, diseñar experimentos que de dar resultados distintos negarían la hipótesis propuesta.

CIENCIAS AUXILIARES: La química se auxilia de otras ciencias, las cuales son:

ü        -     Biología: Estudia las características de los seres vivos.

ü       - Física: Estudia  las propiedades de la materia y la energía

ü       - Geografía: Estudia y encuentra la distribución de los seres vivos

ü       - Historia: Describe y explica los procesos más destacados del mundo

ü       - Matemáticas: Ayuda a la interpretación de resultados

RAMAS DE LA QUIMICA: La química también se clasifica en diferentes ramas según el objeto de estudio:

 

HISTORIA

1.   DEMOCRITO: Fue el primero en estipular una teoría atómica, dicha teoría inicialmente fue concebida por su mentor Leucipo.  Demócrito dijo que todo lo que nos rodea, es decir, toda la materia, estaba formado por pequeñas partículas a las que llamó átomos, que significa sin división.  El dijo que:

a)   Los átomos son eternos e indivisibles, homogéneos, incompresibles e invisibles.

b)   Los átomos se diferencian solo en forma y tamaño, pero no por cualidades internas.

c)   Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

Las ideas de Demócrito se olvidaron por muchos años debido a que los griegos de su época no estaba de acuerdo con sus ideas.

2.   ANTOINE LAVOISIER: Es considerado el creador de la química moderna por sus estudios sobre la oxidación de los cuerpos, la respiración animal, el análisis del aire, etc.  Su aportación importante en la química es la elaboración de la “Ley de la conservación de la materia” o también conocida como la “Ley de Lomonósov-Lavoisier”, ya que fue elaborada independientemente por Mijail Lomonósov en 1745 y Lavoisier en 1785.  Esta ley dice lo siguiente:”En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos”; popularmente, esta ley se conoce como “La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma”.  Esta ley es una de la leyes fundamentales de todas las ciencias naturales

3.   LOUIS PROUST: En 1795 enunció otra de las leyes fundamentales para la química, la “Ley de las proporciones constantes “o “Ley de las proporciones definidas”, la cual dice que: “Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación constante de masas”.  Esto quiere decir que siempre se van a combinar en un porcentaje igual cada uno de los elementos. 

Ejemplo: Tenemos una muestra de 1.004 g de Calcio (Ca) que reacciona con 0.4 g de Oxígeno (O₂) y otra muestra de 2.209 g de Calcio que reacciona con 0.88 g de Oxígeno. Si dividimos dichas cantidades tenemos:

1.004 g Ca = 2.51                         2.209 g Ca =2.51

0.4 g O₂                                        0.88 g O₂     

Si multiplicamos las cantidades de forma cruzada, como se muestra a continuación, tenemos:

 

                       1.004 g Ca = 2.51               2.209 g Ca =2.51      0.88 g   0.4 g O₂                                                  0.88 g O₂               0.88 g     

Como podemos ver esta es una regla de tres, por lo que este método sirve para poder determinar alguna de las cantidades que se desconozca:

1.004 g Ca = 2.51                         2.209 g Ca =2.51

0.4 g O₂                                            X g O₂     

X = 0.4 g de O₂ x 2.209 g Ca  = 0.88 g O₂

             1.004 g Ca

4.   JOHN DALTON: Propuso el primer modelo atómico con bases científicas y enunció los siguientes postulados:

-      La materia está formada por partículas pequeñas llamadas átomos, que son indestructibles e indivisibles.

-      Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y propiedades, los de diferentes elementos tienen masas diferentes.

-      Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.

-      Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o mas elementos distintos.

-      Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

-      Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y forman más de un compuesto.

Dalton enunció otra ley importante para la química, “La ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton”, esta ley otra de las leyes fundamentales de la química y dice lo siguiente: “Cuando dos o mas elementos se combinan para dar más de un compuesto la masa de uno de se une a una masa fina del otro, tienen correlación números canónicos (que no son arbitrarios), indistintos y enteros sencillos”.  Lo anterior quiere decir que si tenemos una muestra de CuO y otra de CuO₂ que tienen 79.89% y 88.82% de cobre respectivamente, equivalen a 3.973 f de Cu por gramo de oxígeno en el primer caso y 7.9445 g de Cu por gramo de oxígeno en el segundo caso.  La relación entre ambos es 1:2.

5.   JOSEPH JOHN THOMSON: Empleando el tubo de rayos catódicos descubrió el electrón y pensó que el átomo era parecido a un pudín de pasas.  También descubrió los isótopos (átomo que pertenece al mismo elemento químico que otro, tiene su mismo número atómico, pero distinta masa atómica).

6.   ERNEST RUTHERFORD: Su modelo fue el primero en considerar al átomo formado por dos partes: 

A)  La corteza: Donde se encuentran todos los electrones

B)  El núcleo: Es muy pequeño y concentra toda la carga positiva y casi toda la masa

Su experimento consistió en bombardear una lámina de oro con partículas alfa, las cuales son núcleos ionizados (Sin su envoltura de electrones) de He-4.  Estos núcleos están formados por dos neutrones y dos protones, su carga es positiva.

7.   JAMES CHADWICK: El modelo de Rutherford de la estructura atómica dejaba un importante problema sin resolver. Se sabía que el hidrógeno, el átomo más sencillo, contenía solamente un protón, y que el átomo de helio contenía dos protones. Por tanto, la relación entre la masa de un átomo de helio y un átomo de hidrógeno debería ser 2:1. (Debido a que los electrones son mucho más ligeros que los protones, se puede ignorar su contribución a la masa atómica.) Sin embargo, en realidad la relación es 4:1.

Rutherford y otros investigadores habían propuesto que debería existir otro tipo de partícula subatómica en el núcleo, hecho que el físico inglés James Chadwick probó en 1932.

Chadwick bombardeó una delgada lámina de berilio con partículas alfa, el metal emitió una radiación de muy alta energía, similar a los rayos Gamma. Experimentos posteriores demostraron que esos rayos realmente constan de un tercer tipo de partículas subatómicas, que Chadwick llamó neutrones debido a que se demostró que eran partículas eléctricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los protones. El misterio de la relación de las masas ahora podía explicarse. En el núcleo de helio existen dos protones y dos neutrones, mientras que en el núcleo de hidrógeno hay sólo un protón y no hay neutrones; por tanto, la relación es 4:1.

8.   NIELS BOHR: Fue el primero en introducir una cuantización de para explicar como los electrones pueden tener orbitas estables alrededor del núcleo.  Es el más aceptado y utilizado por su simplicidad.

En este modelo los electrones giran en orbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, es decir, 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 de 1 hasta 7.

Los postulados de Bohr  para explicar su modelo atómico son los siguientes:

-          Los electrones describen orbitas en circulares en torno al núcleo sin irradiar energía

-          No todas las órbitas están permitidas para todos los electrones

-          El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita a otra permitida

9.   ARNOLD SOMMERFELD: Perfeccionó el modelo de Bohr e introdujo las órbitas casi-elípticas, dando lugar a un nuevo numero cuántico, el cual se conoce como número cuántico secundario o acimutal.  Dicho número determina la forma de los orbitales.  Se representa como ∫  y toma valores que van desde 0 hasta n-1:

∫ = 0 llamado s o sharp

∫ = 1 llamado p o principal

∫ = 2 llamado d o diffuse

∫ = 3 llamado f o fundamental

También estableció que dentro de un mismo nivel existían subniveles llamados orbitales y que esto ocurría a partir del segundo nivel energético.

10.               ERWIN SCHRÖDINGER: Este modelo llega a describir de forma adecuada la estructura electrónica que tienen los átomos, pero tiene algunas carencias y fallas como las que se explican a continuación:

Primero el modelo de Schrödinger en lo que respecta a la formulación original no posee el espín de los electrones, este error luego sería arreglado en el modelo que postularian Schrödinger-Pauli.

Luego el modelo de Schrödinger desconoce los efectos relativistas que tienen los electrones veloces, también este error es reparado en la ecuación que crea Dirac, en la cual incluye una descripción del espín electrónico.

Otra falla del modelo de Schrödinger, es que no puede explicar el motivo de porqué un electrón que se encuentra en estado cuántico excitado baja a un nivel inferior siempre y cuando este existiera.

11.               PAUL DIRAC: Varios experimentos habían demostrado que la física clásica no podría explicar el comportamiento de los átomos y de los electrones. En efecto, el impredecible comportamiento de las partículas en el mundo cuántico parecía tener poca relación con el comportamiento de los cuerpos a mucha mayor escala de la teoría de la relatividad. Consiguió en 1928 incorporar la relatividad a la descripción matemática de la mecánica de un átomo de hidrógeno. Su solución, llamada la ecuación Dirac del electrón, no sólo proporcionaba una explicación perfecta de las líneas espectrales sino que, en un inesperado desarrollo, describía también a los electrones de una forma que resolvía el dilema del espín.Dirac aseguró al espín un importante lugar en las nuevas mecánicas que iban a remplazar la «antigua teoría cuántica» de Bohr y Sommerfeld. No solamente el electrón, sino otras partículas también están dotadas de espín, cuyo papel es cardinal en la estructura del núcleo atómico.en su ecuación describe adecuadamente los fenómenos cuánticos y es compatible con el principio de la relatividadla ecuación permite calcular la función de onda de un electrón, y de otras partículas elementales, tomando en cuenta todos los efectos relativistas. En ella, un electrón podía tener una energía infinitamente negativa. El carácter relativista de su mecánica llevó a Dirac a admitir la posibilidad, para el electrón, de poseer un estado de energía negativa. Un corpúsculo en uno de estos estados manifestaría un comportamiento paradójico: para acelerarlo se requeriría frenarlo quitándole energía y, por el contrario, habría que proporcionarle energía para conducirlo a un estado de reposo. Nunca, en la experiencia, ningún electrón hizo evidente tan extrañas propiedades. Para salir de esta dificultad, Dirac, guiado por el principio de Pauli, formuló una ingeniosa hipótesis.

Para evitar que todos los electrones del universo cayeran a estados con energías infinitamente negativas, Dirac propuso que todos los estados con energía negativa estaban ocupados ya por electrones, aunque éstos no se puedan detectar directamente y esta aparente contradicción es todavía uno de los problemas más complejos de la física moderna. Pero si llegara a faltar uno de estos electrones de energía negativa, su ausencia, se detectaría como la presencia de una partícula con energía positiva y con la carga eléctrica contraria a la del electrón. Esa nueva partícula, predijo Dirac, sería un electrón; tendría la misma masa que un electrón y todas las demás propiedades, excepto el signo de la carga eléctrica, que sería positivo. Muchos científicos no creían en la hipótesis de Dirac, pero más tarde, en 1932, Charles David Anderson al estudiar con la cámara de Wilson choques entre átomos y rayos cósmicos, notó sobre las fotos las huellas de una nueva partícula, las del electrón con carga positiva, lo que ahora se le llama antimateria.