Átomo, la unidad más pequeña
posible de un elemento químico. En la filosofía de
la antigua Grecia, la
palabra "átomo" se
empleaba para referirse a la parte de materia
más pequeño que podía concebirse. Esa
"partícula fundamental", por emplear el término
moderno para ese concepto, se
consideraba indestructible. De hecho, átomo
significa en griego "no divisible". El
conocimiento del tamaño y la naturaleza del
átomo
avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la
gente se limitaba a especular sobre él. Con la llegada de la ciencia
experimental en los siglos XVI y XVII (véase química), 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 pueden descomponerse 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. El aire, en cambio,
resultó ser una mezcla de los gases
nitrógeno y oxígeno.
Teoría de Dalton John Dalton, profesor y químico británico,
estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del
siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos
se combinan entre sí para formar compuestos
químicos. Aunque muchos otros científicos,
empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que
las unidades más pequeñas de una sustancia eran los
átomos, se considera a Dalton como una de las figuras
más significativas de la teoría
atómica porque la convirtió en algo cuantitativo.
Dalton mostró que los átomos se unían entre
sí en proporciones definidas. Las investigaciones
demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados
moléculas. Cada molécula de agua, por
ejemplo, está formada por un único átomo de
oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H)
unidos por una fuerza
eléctrica denominada enlace químico, por lo que
el agua se
simboliza como HOH o H2O. Véase Reacción química. Todos los átomos de un determinado elemento
tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde
un punto de vista químico, el átomo es
la entidad más pequeña que hay que considerar. Las
propiedades químicas de los elementos son muy distintas
entre sí; sus átomos se combinan de formas muy
variadas para formar numerosísimos compuestos
químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles
helio y argón, son inertes; es decir, no reaccionan con
otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que
el oxígeno, cuyas moléculas son diatómicas
(formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes
son elementos monoatómicos, con un único
átomo por molécula.
Masa atómica 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. Si se
toma el carbono como
patrón y se le asigna al átomo de carbono un
valor de
12,0000 unidades de masa atómica (u), resulta que el
hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079u, el
helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de
22,9898. 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. No obstante,
medidas posteriores de las masas atómicas demostraron que
el cloro, por ejemplo, tiene una masa atómica de 35,453
(si se asigna al carbono el
valor 12). 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 el caso del cloro, existen dos
isótopos en la naturaleza. Los
átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen una masa
atómica cercana a 35, mientras que los del otro (cloro 37)
tienen una masa atómica próxima a 37. Los experimentos
demuestran que el cloro es una mezcla de tres partes de cloro 35
por cada parte de cloro 37. Esta proporción explica la
masa atómica observada en el cloro. Durante la primera mitad del siglo XX era corriente
utilizar el oxígeno natural como patrón para
expresar las masas atómicas, asignándole una masa
atómica entera de 16. A principios de la
década de 1960, las asociaciones internacionales de
química y
física
acordaron un nuevo patrón y asignaron una masa
atómica exactamente igual a 12 a un isótopo de
carbono
abundante, el carbono 12.
Este nuevo patrón es especialmente apropiado porque el
carbono 12 se emplea con frecuencia como patrón de
referencia para calcular masas atómicas mediante el
espectrómetro de masas. Además, la tabla de masas
atómicas basada en el carbono 12 se aproxima bastante a la
tabla antigua basada en el oxígeno natural.
La Tabla Periodica
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos quimicos
conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en sus propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeléyev. En 1952, el científico costarricense Gil Chaverri (1921-2005) presentó una nueva versión basada en la estructura electrónica de los elementos, la cual permite ubicar las series lantánidos y los actínidos en una secuencia lógica de acuerdo con su número atómico.
Descubrimiento de los elementos:
Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y mercurio
(Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento
científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII, cuando el alquimista
Henning Brand descubrió el fósforo (P).
En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más
importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier
a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33
elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila
eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de
nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre
todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.
Los pesos atómicos
A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844)
desarrolló una concepción nueva del atomismo, a la que llegó gracias a
sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal
aportación consistió en la formulación de un "atomismo químico" que
permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743–1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas). Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que
reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones
sobre el modo como se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa
de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y
refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir
un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del
oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto
binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía
ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta
posibilidad como una hipótesis a priori. Dalton sabía que una parte de hidrógeno se combinaba con siete partes
(ocho, afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua.
Por lo tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un
átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la relación
entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la
actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas
relativas (o pesos atómicos, como los llamaba Dalton), que fue
posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las
inexactitudes antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de
polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos, que solo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, en el congreso de Karlsruhe en 1860.
Metales, no metales, metaloides y metales de transición
La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición.
Aunque muy práctica y todavía funcional en la tabla periódica moderna,
fue rechazada debido a que había muchas diferencias tanto en las propiedades físicas como en las químicas.
miércoles, 25 de marzo de 2015
Química 2
La
Química es una ciencia cuyo Objetivo es el estudio de la materia en
cuanto a su composición, propiedades y transformaciones. pero lo que
distingue a la Química de otras disciplinas que también se ocupan del
estudio de la materia es que relaciona todo esto con su micro estructura;
es decir con el mundo de las partículas que la constituyen.
La primera finalidad
de la Química es averiguar cómo los materiales pueden identificar se o
distinguir se, no en lo que se refiere a cuerpos u objetos representa dos
por vocablos, como «vaso» o «llave», sino más bien por las substancias
de que están formados los objetos, expresadas por palabras como «vidrio»
o «hierro». La Química no está interesada en las propiedades
accidenta les o atributos tales como el tamaño y la forma sino en las
propiedades específicas de la clase de materia que pueden reconocerse en
cualquier cuerpo formado por ella. Así, por ejemplo, una moneda de
plata, una copa de plata y un electrodo de plata difieren en tamaño,
forma, utilidad e incluso aspecto estético, pero desde el punto de vista
químico son esencial mente lo mismo al estar formados por el mismo
metal, la plata.
Al contemplar nuestro mundo material se observan incesantes cambios en
los que unos cuerpos desaparecen y se transforman en otros distintos.
Estos cambios o transformaciones se conocen como reacciones químicas.
Muchas veces no nos interesamos en las nuevas substancias que se
originan en las reacciones químicas sino en la energía producida en las
mismas. Así, quemamos carbón en el hogar, no para obtener las cenizas
que se forman y se van acumulando, ni para utilizar el dióxido de
carbono que escapa por la chimenea, sino para aprovechar el calor
desprendido en su combustión. El estudio de las reacciones químicas,
esto es, la posibilidad de su realización, la extensión en que tienen
lugar, la velocidad con que se verifican y las relaciones cuantitativas
entre las substancias que intervienen en la transformación o entre ellas
y la energía desprendida o absorbida en la misma es la segunda
finalidad de la Química.
El mecanismo de las reacciones químicas depende de la estructura íntima
de las substancias y, en consecuencia, el objeto final de la Química es
el de la constitución de la materia, puesto que este conocimiento
permite identificar y diferenciar las substancias, comprender sus
propiedades y establecer su comporta miento frente a otras clases de
substancias o bajo la acción de cualquier forma de energía.
Por último, la Química no se limita al estudio de las substancias que
componen los seres vivos e inanimados existentes sobre la tierra, así
como de las que constituyen las estrellas, sino que, más importante,
extiende incluso su finalidad al descubrir incesantemente nuevas
substancias que no se encuentran en la Naturaleza y cuyas propiedades y
aplicaciones las hacen en muchísimos casos de incalculable valor.
Cambios Físicos: Son procesos en los que no cambia
la naturaleza de las sustancias ni se forman otras nuevas.
Cambios Químicos: Son procesos en los que cambia
la naturaleza de las sustancias, además de formarse otras nuevas.
miércoles, 18 de marzo de 2015
Química
Química (palabra que podría provenir de los términos griegos χημία o χημεία, quemia y quemeia respectivamente) es la ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Es definida, en tanto, por Linus Pauling, como la ciencia que estudia las sustancias, su estructura (tipos y formas de acomodo de los átomos), sus propiedades y las reacciones que las transforman en otras sustancias.
La química moderna se fue formulando a partir de la alquimia, una práctica protocientifica de carácter filosófico, que combina elementos de la química, la metalurgia, la física, la medicina, la biología, entre otras ciencias y artes. Esta fase termina al ocurrir la llamada, Revolución de la química, basada en la ley de conservación de la masa y la teoría de la oxigeno-combustión postuladas por el científico francés, Antoine Lavoisier.
Las disciplinas de la química se agrupan según la clase de materia
bajo estudio o el tipo de estudio realizado. Entre éstas se tienen la química inorgánica, que estudia la materia inorgánica; la química orgánica, que estudia la materia orgánica; la bioquímica, que estudia las substancias existentes en organismos biológicos; la fisicoquimica, que comprende los aspectos energéticos de sistemas químicos a escalas macroscópicas, moleculares y atómicas, o la química analítica, que analiza muestras de materia y trata de entender su composición y estructura.