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"Desde los primeros tiempos, los seres humanos han observado la transformación de las sustancias -la carne cocinándose, la madera quemándose, el hielo derritiéndose- y han especulado sobre sus causas. Siguiendo la historia de esas observaciones y especulaciones, se puede reconstruir la evolución gradual de las ideas y conceptos que han culminado en la química moderna"

Indice

El atomo 

La molecula

La tabla periodica

EL ATOMO

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 , 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.

Ley de Avogadro

El estudio de los gases atrajo la atención del físico italiano Amedeo Avogadro, que en 1811 formuló una importante ley que lleva su nombre. Esta ley afirma que dos volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas si sus condiciones de temperatura y presión son las mismas. Si se dan esas condiciones, dos botellas idénticas, una llena de oxígeno y otra de helio, contendrán exactamente el mismo número de moléculas. Sin embargo, el número de átomos de oxígeno será dos veces mayor puesto que el oxígeno es diatómico.

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 MOLECULA

Una molécula es una partícula formada por un conjunto de átomos ligados por enlaces covalentes, de forma que permanecen unidos el tiempo suficiente como para completar un número considerable de vibraciones moleculares. Las moléculas lábiles pueden perder su consistencia en tiempos relativamente cortos, pero si el tiempo de vida medio es del orden de unas pocas vibraciones, estamos ante un estado de transición que no se puede considerar molécula. Hay moléculas de un mismo elemento, como O2, O3, N2, P4..., pero la mayoría de ellas son uniones entre diferentes elementos.

La química orgánica y gran parte de la química inorgánica se ocupan de la síntesis y reactividad de moléculas y compuestos moleculares. La química física y, especialmente, la química cuántica también estudian, cuantitativamente, en su caso, las propiedades y reactividad de las moléculas. La bioquímica se conoce también como biología molecular, ya que estudia a los seres vivos a nivel molecular.

Tipos de enlaces en las moleculas

En las moléculas, se puede imaginar que los pares electrónicos compartidos mantienen unidos a los átomos entre sí. A este enlace se le llama enlace covalente. Dependiendo de la diferencia de electronegatividad entre los átomos, el enlace será puramente covalente, o presentará cierta polaridad o contribución iónica.

Fuerzas intermoleculares

Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas, salvo en gases enrarecidos. Así, pueden encontrarse en redes cristalinas, como el caso de las moléculas de H2O en el hielo o con interacciones intensas pero que cambian rápidamente de direccionalidad, como en el agua líquida. El estudio de las interacciones específicas entre moléculas, incluyendo el reconocimiento molecular es el campo de estudio de la química supramolecular.

Estas fuerzas son fundamentales para propiedades como la solubilidad o el punto de ebullición. Algunas de ellas, en orden decreciente de intensidad, son:

* puente de hidrógeno
* interacción dipolo-dipolo
* fuerzas de Van der Waals

Descripción

La estructura molecular puede ser descrita de diferentes formas. La fórmula química es útil para moléculas sencillas, como H2O para el agua o NH3 para el amoníaco. Contiene los símbolos de cada elemento que contiene la molécula, así como su proporción por medio de los subíndices.

Para moléculas más complejas, como las que se encuentran comúnmente en química orgánica, la fórmula química no es suficiente, y vale la pena usar una fórmula estructural, que indica gráficamente la disposición espacial de los distintos grupos funcionales.

Cuando se quieren mostrar otras propiedades moleculares (como el potencial eléctrico en la superficie de la molécula), o se trata de sistemas muy complejos, como proteínas, ADN o polímeros, se utilizan representaciones especiales, como los modelos tridimensionales (físicos o representados por ordenador). En proteínas, por ejemplo, cabe distinguir entre estructura primaria (orden de los aminoácidos), secundaria (primer plegamiento en hélices, hojas, giros...), terciaria (plegamiento de las estructuras tipo hélice/hoja/giro para dar glóbulos) y cuaternaria (organización espacial entre los diferentes glóbulos).

LA TABLA PERIODICA

En 1860, después de varios intentos por unificar criterios para relacionar los diversos elementos, Cannizzaro presentó una escala de masas atómicas (basada en los trabajos de Avogadro), que revolucionó el pensamiento de la comunidad científica.

Para 1864, John Newlands ordenó los elementos según su masa atómica creciente, sin embargo, sus colegas no podían comprender por qué la masa de los átomos debería ser un criterio de ordenación. En 1869, Dimitri Mendeleiev puso fin a esta discusión al realizar el ordenamiento decisivo con base en masas atómicas, estudio por el cual se le considera padre de la periodicidad.

El resultado final de este trabajo es la tabla periódica de los elementos, uno de los desarrollos más importantes de la química, ya que es la figura que reconoce la periodicidad de las propiedades de los elementos.

Agurpamiento de Mendeleiev

Los primeros intentos científicos por clasificar a elementos químicos se dieron a mitad del siglo XIX; entre ellos destacan los experimentos realizados por el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev, quien enunció una ley periódica para ordenar los elementos en función de su masa atómica.

En el año de 1869 publicó un artículo donde describía una "carta" periódica en la que dejaba espacios vacíos para indicar que pertenecían a elementos que faltaban por descubrirse.

La "carta" periódica publicada por Mendeleiev se apoyó y desarrolló en función de la masa atómica de los elementos; asimismo, muestra que los elementos ubicados en la misma hilera de clasificación poseen propiedades y características similares, las cuales a menudo están asociadas en la naturaleza ya que tienen propiedades químicas parecidas.

Mendeleiev organizó 63 elementos que conocía y corrigió la masa atómica de varios de los conocidos. Sin embargo, su tabla contenía deficiencias destacadas por él mismo.

Actualmente, el número de elementos conocido supera el centenar y están organizados en forma de tabla periódica, la cual resume las principales características de los elementos conocidos.

Años después, el físico inglés Henry Moseley (1887-1915) ordenó los elementos de acuerdo con su número atómico (que es igual al número de protones que hay en el núcleo de un átomo) creciente en cada uno, corrigiendo así las diferencias que existían en la tabla diseñada por Mendeleiev.

En las tablas periódicas modernas, los elementos se colocan en orden creciente de número atómico.

Familias quimicas y periodos

La tabla periódica es el resultado del trabajo de investigación de científicos como Mendeleiev, Moseley y Werner y está constituida por: 18 familias químicas y 7 periodos.  

Las familias (18) de los elementos –es decir, las columnas verticales de la tabla –poseen propiedades químicas semejantes y además indican la cantidad de electrones que pueden participar en un enlace químico.

Familias químicas (18)

* 8 grupos principales o representativos, los grupos 1, 2, y 13 al 18. Ejemplo: familia 2, familia de los metales alcalinotérreos.
* 10 grupos que ocupan las familias 3 al 12 conocidos como elementos de transición. Ejemplo: familia 12, familia del zinc.
* Elementos adicionales normalmente colocados en la parte inferior de la tabla periódica se llaman elementos de transición interna, divididos en dos series: lantánidos y actínidos. 

Los grupos mencionados hacen un total de 18 familias, las cuales están ordenadas en un total de 7 renglones o periodos. Algunas familias tienen una denominación característica como:

* Familia 1: metales alcalinos (excepto el hidrógeno).
* Familia 2: metales alcalinotérreos.
* Familia 17: familia de los halógenos.
* Familia 18: gases nobles, raros o inertes.
* Familia 11: metales de acuñar (sirven para hacer monedas). 

Periodos (7)

Los periodos (hileras horizontales) indican las órbitas o niveles de energía donde se distribuyen los electrones que se mueven en torno del núcleo de los átomos.

* El primer periodo lo forman el hidrógeno y el helio.
* El segundo periodo tiene ocho elementos; comienza con el litio y termina con el neón.
* El tercer periodo tiene ocho elementos; del sodio al argón.
* El cuarto periodo tiene 18 elementos; comienza con el rubidio y termina con el xenón.
*
El sexto periodo tiene 32 elementos (considerados oficialmente); del francio al unnilenlum (109). 

Se tienen un total de 7 periodos ordenados en forma de hileras horizontales. Esta tabla periódica se basa en el carbono 12 (12C).

Cada cuadro de la tabla periódica contiene la información del elemento:

* Masa atómica
* Símbolo del elemento
* Nombre del elemento
* Número atómico 

Existencia de alotropos en los elementos

Algunos elementos químicos experimentan un fenómeno químico muy interesante, que consiste en que pueden existir en más de una forma, a esto se le llama alotropía. Estas formas alotrópicas suelen diferir en su estructura, así como en sus propiedades físicas y químicas. Los elementos más comunes que presentan alotropía son el carbono (C), oxígeno (O), azufre (S) y fósforo (P).

El azufre (S) como sustancia sólida es un elemento que existe en más de una forma alotrópica; puede presentarse en forma rómbica, monoclínica y plástica.