Diferencia
entre los elementos orgánicos e inorgánicos
COMPUESTOS
INORGÁNICOS:
Sus moléculas pueden
contener átomos de cualquier elemento, incluso carbono bajo la forma de CO,
CO2, carbonatos y bicarbonatos.
Se conocen
aproximadamente unos 500000 compuestos.
Son, en general,
"termo estables" es decir: resisten la acción del calor, y solo se
descomponen a temperaturas superiores a los 700ºC.
Tienen puntos de
ebullición y de fusión elevados.
Muchos son solubles en
H2O y en disolventes polares.
Fundidos o en solución
son buenos conductores de la corriente eléctrica: son "electrólitos".
Las reacciones que
originan son generalmente instantáneas, mediante reacciones sencillas e iónicas.
COMPUESTOS
ORGÁNICOS:
Sus moléculas contienen
fundamentalmente átomos de C, H, O, N, y en pequeñas proporciones, S, P,
halógenos y otros elementos.
El número de compuestos
conocidos supera los 10 millones, y son de gran complejidad debido al número de
átomos que forman la molécula.
Son
"termolábiles", resisten poco la acción del calor y descomponen bajo
de los 300ºC. suelen quemar fácilmente, originando CO2 y H2O.
Debido a la atracción
débil entre las moléculas, tienen puntos de fusión y ebullición bajos.
La mayoría no son
solubles en H2O (solo lo son algunos compuestos que tienen hasta 4 ó 5 átomos
de C). Son solubles en disolventes orgánicos: alcohol, éter, cloroformo,
benceno.
No son electrólitos.
Reaccionan lentamente y
complejamente
Que
es un elemento
es
un tipo de materia constituida por átomos de la misma clase. En su forma más
simple posee un número determinado de protones en su núcleo,
haciéndolo pertenecer a una categoría única clasificada con el número atómico,
aun cuando este pueda desplegar distintas masas atómicas.
Es un átomo con características físicas únicas,
aquella sustancia que no puede ser descompuesta mediante
una reacción química,
en otras más simples. No existen dos átomos de un mismo elemento con
características distintas y, en el caso de que estos posean número másico distinto, pertenecen al mismo elemento
pero en lo que se conoce como uno de sus isótopos.
También es importante diferenciar entre un «elementos químicos» de una sustancia simple.
Los elementos se encuentran en la tabla periódica de los elementos.
El ozono (O3)
y el dioxígeno (O2) son dos sustancias
simples, cada una de ellas con propiedades diferentes. Y el elemento químico
que forma estas dos sustancias simples es el oxígeno (O). Otro ejemplo es el
elemento químicocarbono,
que se presenta en la naturaleza como grafito o como diamante (estados alotrópicos).
Algunos elementos se han
encontrado en la naturaleza y otros obtenidos de manera artificial, formando
parte de sustancias simples o de compuestos químicos.
Otros han sido creados artificialmente en los aceleradores de partículas o
en reactores atómicos.
Estos últimos suelen ser inestables y sólo existen durante milésimas de
segundo. A lo largo de la historia del universo se han ido generando la
variedad de elementos químicos a partir denucleosíntesis en varios procesos, fundamentalmente
debidos a estrellas.
Los nombres de los
elementos químicos son nombres comunes y como tales deben escribirse sin
mayúscula inicial, salvo que otra regla ortográfica lo imponga.
Átomo
El átomo es un
constituyente de la materia ordinaria,
con propiedades químicas bien definidas, formado a su vez por constituyentes
más elementales sin propiedades químicas bien definidas. Cada elemento químico está formado
por átomos del mismo tipo (con la misma estructura electrónica básica), y que
no es posible dividir mediante procesos químicos.
Actualmente se conoce que el átomo
está compuesto por un núcleo atómico, en el que se
concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de electrones. Esto fue
descubierto a principios del siglo XX, ya que durante el siglo XIX se había
pensado que los átomos eran indivisibles, de ahí su nombre a-tómo- 'sin
división'. Poco después se descubrió que también el núcleo está formado por
partes, como los protones, con carga positiva, y neutrones, eléctricamente neutros.nota 1 Los electrones, cargados negativamente, permanecen
ligados a este mediante la fuerza electromagnética.
Los átomos se clasifican de acuerdo
al número de protones y neutrones que contenga su núcleo. El número de protones
o número atómico determina
su elemento químico, y el número de
neutrones determina su isótopo. Un átomo con el mismo número de protones
que de electrones es eléctricamente neutro. Si por el contrario posee un exceso
de protones o de electrones, su carga neta es positiva o negativa, y se
denomina ion.
Teorías
emitidas por el átomo
La teorí a atómica de Dalton.
John Dalton
(1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría atómica de
la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes
cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por
Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley
de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su teoría se puede
resumir en:
1.- Los
elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles
llamadas átomos.
2.- Todos los
átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás
propiedades.
3.- Los átomos
de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son
diferentes.
4.- Los átomos
son indestructibles y retienen su identidad en los cambios
químicos.
5.- Los
compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre
sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas
(hoy llamadas moléculas).
Representación
de distintos átomos según Dalton:
¡ Oxígeno
¤ Hidrógeno
Å Azufre Para
Dalton los átomos eran esferas macizas.
ã Cobre
l Carbono
Representación
de un cambio químico, según Dalton:
¡ + ¤ ð ¡ ¤
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.
El modelo atómico
de Thomsom.
Thomson, sir
Joseph john (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el átomo
consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se
hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las
semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia
fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva
era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.
J. J. Thomson
demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran
atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas
negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas
partículas.
Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de
rayos catódicos por un campo eléctrico y uno magnético.
Cada uno de
estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos
opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía
variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal
original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética eran
iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban.
El segundo paso
consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el
haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una
relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ion.
Esta
constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos
catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir,
partículas subatómicas a las que llamó electrones.
Las placas se
colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y se introduce un gas a presión reducida.
El modelo de
Rutherford.
Sir Ernest
Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de química en 1919,
realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en
el conocimiento del átomo.
La experiencia
de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina
de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y
eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc.
La importancia
del experimento estuvo en que
mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo
desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran
dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.
El hecho de que
sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas
positivas que las desviaban
estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño
atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado
núcleo.
Rutherford
poseía información sobre el tamaño, masa
y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los
electrones.
En el modelo de
Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas
alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada
por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este
modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con
una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes
del electromagnetismo, un electrón o
todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada,
emite o absorbe radiación electromagnética.
El electrón del
átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía
una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación electromagnética y
esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en
consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el
núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr unos años más
tarde.
El modelo atómico
de Bhor.
Niels Bohr
(1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la
estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros
discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a
formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que
superaba las dificultades del átomo de Rutherford.
Este modelo
implicaba los siguientes postulados:
1.- El electrón
tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía)
que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una
energía fija y definida.
2.- Cuando un
electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba
de estado absorbía o desprendía energía.
3.- En
cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular
alrededor del núcleo.
4.- Los estados
de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento
angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.
Vemos pues que
Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en 1900.
La teoría
ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba
algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no
explicaba otros fenómenos tales como la irradicación de un cuerpo sólido
caliente. Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores.
Así, en un cuerpo
sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda
electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con la misma frecuencia.
Aplicando esta
hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad
que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del
núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios
de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba
energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.
Por otro lado,
el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos de
los gases, en particular del más sencillo de todos, el
hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una
determinada frecuencia.
¿Por qué un
elemento emite solamente cierta frecuencia ? Veamos la respuesta:
En condiciones
normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de más baja
energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón
salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se
halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una
radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos
niveles.
La energía del
electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía del electrón
libre.
Al aplicar la
formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios, al
coincidir el pronóstico con el resultado experimental de los espectros de estos
átomos.
El modelo de
Thomson presentaba un átomo estático
y macizo. Las
cargas positivas y negativas estaban
en reposo
neutralizándose mutuamente. Los electrones
estaban
incrustados en una masa positiva como las pasas en
un pastel de
frutas. El átomo de Rutherford era dinámico
y hueco, pero
de acuerdo con las leyes de la física clásica
inestable. El
modelo de Bohr era análogo al de Rutherford,
pero conseguía
salvar la inestabilidad recurriendo a la
noción de
cuantificación y junto con ella a la idea de que la
física de los
átomos debía ser diferente de la física clásica.
