Leyes de los Gases Ideales

Las leyes de los gases describen el comportamiento de los gases ideales bajo diferentes condiciones de presión, volumen y temperatura.

Ley de Boyle

Indica la proporcionalidad inversa de la presión y el volumen cuando la temperatura se mantiene constante en el sistema.

Ley de Charles-Gay Lussac

Expresa la variación del volumen de un gas con la temperatura cuando la presión es constante. En este proceso, se obtiene una proporcionalidad: V = cte × T.

Ley de Avogadro

A la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas.

Ley de Dalton sobre las Presiones Parciales

La presión total ejercida por una mezcla de gases no reactivos es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que la constituyen.

Disoluciones y Concentración

Las disoluciones son mezclas homogéneas fundamentales en química, y su concentración se expresa de diversas maneras.

Disolución

Es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que presentan las mismas propiedades fisicoquímicas en todos sus puntos.

Solubilidad

Es la cantidad máxima de una sustancia que se disuelve en 100 g de agua a una temperatura dada.

Molaridad

Es la relación entre los moles de soluto y el volumen de la disolución (en litros). También se denomina concentración molar.

Molalidad

Se define como la relación entre los moles de soluto y los kilogramos de disolvente. Tiene especial interés en el cálculo de la presión osmótica.

Modelos Atómicos

La comprensión de la estructura atómica ha evolucionado a través de diferentes modelos científicos.

Modelo Atómico de Thomson

Dado que la masa de los electrones era tan pequeña, Thomson supuso que prácticamente toda la masa del átomo, junto con la carga positiva, se acumulaba ocupando todo el volumen atómico. Thomson postuló que el átomo estaba formado por una enorme esfera maciza cargada positivamente, con electrones incrustados en un número suficiente como para neutralizar la carga positiva de la esfera.

Modelo Atómico de Rutherford

Utilizó partículas alfa emitidas por varios materiales radiactivos, ya que estas partículas tenían una masa aproximadamente 2000 veces mayor que la de los electrones y, por lo tanto, no deberían ser desviadas de manera notable por las colisiones con los electrones.

Características del Modelo de Rutherford

• La mayor parte de la masa y toda la carga positiva del átomo están concentradas en una región muy pequeña a la que denominó núcleo.
• El resto del átomo es un espacio vacío.
• La carga negativa es portada por los electrones, y estos están distribuidos alrededor del núcleo, girando en órbitas circulares en las que se cumple que la fuerza eléctrica del núcleo sobre los electrones es la fuerza centrípeta responsable del movimiento circular.

Conceptos de Ondas

Las ondas son fundamentales para entender fenómenos como la luz y la radiación electromagnética.

Ondas

Es la propagación de una perturbación vibracional en la que se transmite energía.

Características de las Ondas

• Longitud de onda (λ): Es la distancia entre dos máximos consecutivos.
• Amplitud (A): Es la máxima perturbación de la onda, es decir, la distancia máxima de la onda con respecto a la línea central de no perturbación.
• Frecuencia (ν): Es el número de ondas que pasan por un punto en la unidad de tiempo.
• Velocidad de propagación (v): Indica la velocidad con la que se propaga la onda en el medio.

Teoría Cuántica y Modelos Atómicos Avanzados

La mecánica cuántica revolucionó la comprensión de la energía y la estructura atómica.

Hipótesis de Planck

Planck enunció esta hipótesis para explicar la radiación del cuerpo negro. Supuso que la energía estaba cuantizada, es decir, la energía absorbida o desprendida por los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida llamada “cuanto”. Si un átomo emite radiación de frecuencia “ν”, la energía desprendida o absorbida por dicho átomo sería proporcional a dicha frecuencia. Los átomos se comportan como osciladores. Todos los que oscilan con la misma frecuencia “ν” emiten o absorben energía que será un múltiplo de esta cantidad, según el número de átomos que emitan.

Modelo Atómico de Bohr

Según el modelo de Rutherford, los electrones, al girar alrededor del núcleo, deberían perder continuamente energía y, por tanto, se precipitarían al núcleo. Bohr basó su teoría en dos hechos nuevos: la aparición del espectro del H y la teoría cuántica de Planck.

Postulados de Bohr

1. Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en ciertas órbitas circulares permitidas en las que se cumple que el momento angular es un múltiplo de h/2π.
2. Los electrones, al girar en estas órbitas, no emiten energía.
3. Cuando un átomo recibe energía, los electrones pasan a una órbita superior.

Consecuencias del 1º y 2º Postulados de Bohr

• Las órbitas permitidas significa que están “cuantizadas”, es decir, que solo están permitidas determinadas distancias radiales.
• La energía de cada órbita depende de “n”, llamado número cuántico principal o número de órbita; actualmente se denomina: capa.

Consecuencias del 3º Postulado de Bohr

• Cuando un electrón salta a niveles de mayor energía (estado excitado) y cae de nuevo a niveles de menor energía, se produce la emisión de un fotón de una longitud de onda definida que aparece como una raya concreta en el espectro de emisión.
• Cuando se irradia una sustancia con luz blanca (radiación electromagnética continua), los electrones escogen las radiaciones de este espectro continuo para producir saltos a niveles superiores (estado excitado).

Conceptos Cuánticos Adicionales

Más allá del modelo de Bohr, otros fenómenos revelan la complejidad de la estructura electrónica.

Efecto Zeeman

Desdoblamiento de las rayas originales del espectro al someter los electrones a los efectos de un campo magnético.

Efecto Spin

Desdoblamiento de las rayas anteriores en dos debido al movimiento de rotación de los electrones sobre sí mismos.

Unidades y Series Espectrales

Definiciones clave y series espectrales que ilustran los saltos electrónicos.

Mol

Es la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro de unidades elementales.

Series Espectrales del Hidrógeno

Las transiciones electrónicas en el átomo de hidrógeno dan lugar a series de líneas espectrales:

• Serie de Lyman: Si n_final = 1; n_inicial = 2, 3, 4, 5… (Ultravioleta)
• Serie de Balmer: Si n_final = 2; n_inicial = 3, 4, 5, 6… (Visible)
• Serie de Paschen: Si n_final = 3; n_inicial = 4, 5, 6… (Infrarrojo)
• Serie de Brackett: Si n_final = 4; n_inicial = 5, 6, 7, 8… (Infrarrojo)
• Serie de Pfund: Si n_final = 5; n_inicial = 6, 7, 8, 9… (Infrarrojo)