Horizonte Historico de la Quimica

HORIZONTE HISTORICO DE LA QUIMICA.

I. HISTORIA

La historia de la química está ligada al desarrollo del hombre y el estudio de la naturaleza, la historia de la química se relaciona íntimamente con la historia de los químicos y según la nacionalidad o tendencia política del autor resalta en mayor o menor medida los logros hechos en un determinado campo o por una determinada nación.

La ciencia química surge antes del siglo XVII a partir de los estudios de alquimia, populares entre muchos de los científicos de la época. Se considera que los principios básicos de la química se recogen por primera vez en la obra del científico británico Robert Boyle (1661). La química como tal comienza sus andares un siglo más tarde con los trabajos de Antoine Lavoisier que junto a Carl Wilhelm Scheele descubrieron el oxígeno, Lavoisier a su vez propuso la ley de conservación de masa y la refutación de la teoría del flogisto como teoría de la combustión.

Entre los siglos III a.C. y el siglo XVI d.C. la química estuvo dominada por la alquimia.

El objetivo de investigación más conocido de la alquimia era la búsqueda de la piedra filosofal, un método hipotético capaz de transformar los metales en oro.

En la investigación alquímica se desarrollaron nuevos productos químicos y métodos para la separación de elementos químicos. De este modo se fueron asentando los pilares básicos para el desarrollo de una futura química experimental.

La química como tal comienza a desarrollarse entre los siglos XVI y XVII. En esta época se estudió el comportamiento y propiedades de los gases estableciéndose técnicas de medición. Poco a poco fue desarrollándose y refinándose el concepto de elemento como una sustancia elemental que no podía descomponerse en otras.

También esta época se desarrolló la teoría del flogisto para explicar los procesos de combustión. Es entonces que Antoine Lavoisier, es considerado como el fundador de la química.

A partir del siglo XVIII la química adquiere definitivamente las características de una ciencia experimental. Se desarrollan métodos de medición cuidadosos que permiten un mejor conocimiento de algunos fenómenos, como el de la combustión

de la materia, descubriendo Lavoisier el oxígeno y sentando finalmente los pilares

fundamentales de la química moderna.

II. TEORIAS ATÓMICAS

Demócrito.-

Fue el que dio origen a la teoría atómica, él decía que la materia estaba formada

por pequeñas partículas indivisibles, de distintas formas y tamaños, y es por eso

que las llamo átomos, lo que en griego significa “indivisible”.

John Dalton.-

 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

 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.

Thompson.-

Determinó que la materia se compone en una parte 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.

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thompson 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.

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 Thompson, 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 (Thompson), 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.

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 orbitas bien definidas.” Las orbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas orbitas).

• Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.

 Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en orbitas estables.

• Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor

 energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad)

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