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Desarrollo histórico de la química

La química es una ciencia que estudia la materia y los cambios que ocurren en ella. Aunque su origen es antiguo, se la considera una ciencia moderna, activa y en evolución. Su desarrollo histórico ha estado asociado al descubrimiento, manejo y transformación de los recursos naturales que el hombre disponía.

raíces prehistóricas

Desde su inicio, el ser humano aprendió a modificar los materiales de la naturaleza, lo que constituye el principio de la química. El descubrimiento del fuego fue, sin lugar a dudas, el más importante de la época; gracias a este el hombre primitivo logró cocinar sus alimentos, mantenerse caliente, elaborar moldes de arcilla y modelar algunos metales como el cobre y el estaño.

Con el descubrimiento del fuego, nuestros ancestros hicieron un importante progreso en la transformación de materiales.

Primeras civilizaciones

En la Edad Antigua, el conocimiento que tenía el ser humano sobre los materiales logró el desarrollo de grandes civilizaciones como la persa, la mesopotámica, la griega, la egipcia y la romana. Algunas técnicas dominadas para entonces eran el manejo del vidrio y de metales como el oro, la plata y el hierro; también hacían perfumes, barnices, jabones, medicamentos, vino y muchos otros productos.

¿Cómo se compone la materia?

En el siglo VI a. C. los griegos intentaron dar una explicación a cómo se componía la materia. Las primeras teorías propuestas por los filósofos fueron las siguientes:

Para Aristóteles (384-322 a C.) la materia estaba formada por cuatro elementos: agua, tierra, fuego y aire.
Según Tales de Mileto (624-546 a. C.) la sustancia básica era el agua, pues sin agua no hay vida.
Leucipo (siglo V a. C.) y su discípulo Demócrito (siglo IV a. C.) expusieron que la materia se dividía hasta llegar a una partícula indivisible que denominaron “átomo“.

¿Sabías qué?

La palabra “átomo” proviene del griego átomon: a que significa “sin” y tomon que significa “división”.

Estatua de bronce de Aristóteles en Alemania. Su teoría de los cuatro elementos (más tarde llamada cinco elementos al añadir el éter) fue aceptada por más de un milenio en Occidente.

La alquimia

El dominio técnico de la civilización egipcia combinado con las teorías filosóficas de los griegos dio paso a la alquimia: práctica que buscaba comprender la naturaleza y encontrar la perfección, lo cual se materializaba en el oro. Por dicha razón, los alquimistas se dedicaron a manipular metales y sustancias con el fin de hallar la piedra filosofal, la cual se creía era un compuesto mágico que convertía metales en oro y concedía la eterna juventud.

La alquimia fusionó la técnica, el misticismo, la astrología, la filosofía, la superstición y la magia. Por este camino se desarrollaron y perfeccionaron métodos como el baño de María, la destilación, la sublimación, la calcinación y la metalurgia; e instrumentos como el alambique y la balanza.

El oro era el material perfecto para los alquimistas.

Jabir ibn Hayyan

El árabe Jabir ibn Hayyan tuvo importantes avances en el alquimia, al punto de ser considerado por algunos expertos como el padre de la alquimia y fundador de la química. Él clasificó las sustancias en espíritus, metales y cuerpo sólidos. Los espíritus eran sustancias volátiles como el alcohol, mientras que los cuerpos sólidos eran no volátiles.

La química moderna

Ya para el siglo XVIII, la teoría de los cuatro elementos de Aristóteles no era suficiente para comprender cómo se componía la materia, pues los avances en el estudio de los gases certificaron que el aire no era un elemento, sino un conjunto de diferente sustancias. En la Edad Moderna inició la química propiamente dichas y los hitos que marcaron este período fueron los siguientes:

	George Ernst Stahl 1659-1734 Propuso la teoría del flogisto, esta aseguraba que lo cuerpos combustibles tenían una sustancia denominada flogisto que se perdía en el aire al arder el material.
	Robert Boyle 1627-1691 Realizó importantes avances en el estudio de los gases. Sus teorías y planteamientos lograron comprobarse de forma experimental, razón por la que se le atribuye el método cualitativo.
	Joseph Priestley 1733-1804 Estudió diversos gases y descubrió que la combustión era posible gracias al oxígeno. Fue el primero en aislar el oxígeno en forma gaseosa y reconocer su importancia para la vida.
	Antoine Lavoisier 1743-1794 Conocido como el padre de la química moderna gracias a sus estudio sobre la fotosíntesis, la oxidación de los cuerpos, la combustión, el aire, la respiración animal y su ley de la conservación de la masa.

química en la edad contemporánea

A partir del siglo XIX la química se desarrolló con más fuerza. El descubrimiento y síntesis de nuevas sustancias caracterizó esta etapa. Los acontecimientos más relevantes se señalan a continuación:

	John Dalton 1766-1844 Propuso la primera teoría atómica. Según Dalton la materia estaba formada por átomos indivisibles, indestructibles, de forma esférica e iguales entre sí para un mismo elemento.
	Ernest Rutherford 1871-1937 Estableció una estructura atómica con partículas más pequeñas, por lo que el átomo dejó de ser indivisible. Este modelo consta de un núcleo cargado positivamente y una zona de partículas con cargas negativas.
	Niel Bohr 1885-1962 Expuso que el átomo tiene electrones ubicados en órbitas estables alrededor del núcleo. Estos electrones emiten o absorben energía cuando saltan de una órbita a otra.
	Dimitri Mendeleiev 1834-1907 Organizó los elementos existentes hasta ese momento de acuerdo a sus pesos atómicos en una tabla conocida como “la tabla periódica de los elementos”.
	Marie y Pierre Curie 1867-1934, 1859-1906 Estudiaron el fenómeno de la radiactividad y descubrieron dos elementos llamados radio y polonio.
	James Chadwick 1891-1972 Este físico británico logró demostrar la existencia de los neutrones: partículas eléctricamente neutras con una masa similar a la de los protones y ubicadas en el núcleo del átomo.
	Francis Crick y James Watson 1916-2004, 1928-actualidad Juntos hicieron uno de los avances más importantes de la bioquímica: resolvieron la estructura tridimensional de la molécula de ADN.

Configuración electrónica: principios y fundamentos

Las propiedades químicas de todos los elementos dependen de la corteza electrónica de los átomos que lo constituyen. Por esta razón es importante conocer los principios para la distribución de electrones en los diversos niveles y subniveles de energía, cuya representación abreviado se conoce como “configuración electrónica”.

Toda la materia está formada por partículas de pequeño tamaño conocidas como “átomos”.

Estructura del átomo

El átomo es la unidad fundamental de un elemento y, por lo tanto, la unidad constituyente más pequeña de toda la materia. Está formado por partículas más pequeñas o subatómicas llamadas protones, neutrones y electrones.

Los protones tienen carga positiva (+).
Los neutrones tienen carga neutra (0).
Los electrones tienen carga negativa (−).

El átomo consta de un núcleo positivo, donde se encuentran los protones y los neutrones; y una corteza electrónica por donde giran los electrones organizados en órbitas.

Átomo con 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones. Los electrones se organizan en distintos niveles de energía; en el primero (n = 1) hay 2 electrones y en el segundo (n = 2) hay 4 electrones.

¿Qué son los niveles de energía?

Son las capas en los que se reparten los electrones de un átomo. Mientras mayor sea el valor del nivel de energía (n = 1, 2, 3, …), mayor será la distancia entre el electrón en el orbital de un átomo y el núcleo; por lo tanto, el orbital es de mayor tamaño. Así, los orbitales del nivel de energía 3 (n = 3) son más grandes que los orbitales del nivel de energía 2 (n = 2).

orbitales atómicos

Los orbitales atómicos son regiones en las que hay alta probabilidad de hallar un electrón y poseen una determinado nivel de energía. Si bien los distintos tipos de orbitales no tienen forma definida es posible imaginar una forma particular de acuerdo a la distancia entre el núcleo del átomo y la posible localización del electrón. Según su forma, los orbitales se nombran con las letras s, p, d, f, …

Orbitales s

Se caracteriza por tener una forma esférica que aumenta de tamaño al aumentar el nivel de energía.

Los orbitales s tienen capacidad para 2 electrones.


orbital 1s	orbital 2s	orbital 3s

Orbitales p

Podemos imaginar a los orbitales p como dos lóbulos ubicados uno del lado opuesto del otro. Existen tres tipos de orbitales p: p_x, p_y y p_z, cuyos subíndices representan los ejes sobre los cuales se orientan los orbitales.

Los orbitales p tienen capacidad para 6 electrones, 2 electrones por cada orientación.


orbital p_y	orbital p_x	orbital p_z

Orbitales d y otros de mayor energía

Estos orbitales tienen forma de lóbulos en cinco orientaciones diferentes. Los orbitales con mayor energía que los orbitales d se representan con las letras f, g, h, …

Los orbitales d tienen capacidad para 10 electrones, 2 electrones por cada orientación.


orbital d_z²	orbital d_xz	orbital d_xy


orbital d_yz	orbital d_x²-y²

Cabe destacar que a medida que aumenta el nivel de energía también aumenta la capacidad de contener orbitales, por ejemplo, en n = 1 solo encontramos orbitales s, en n = 2 orbitales s y p, y en n = 3 orbitales s, p y d, y así sucesivamente. A manera de resumen podemos organizar esta información en una tabla como la siguiente:

Nivel de energía	Orbitales	Capacidad electrónica del orbital	Capacidad electrónica del nivel
1	s	2	2
2	s	2	8
2	p	6	8
3	s	2	18
	p	6
	d	10
4	s	2	32
	p	6
	d	10
	f	14

La forma en la que se organizan los electrones alrededor del núcleo atómico determina el tipo de enlace en las sustancias y sus propiedades químicas.

Configuración electrónica

La información dada en la tabla anterior puede ilustrarse gráficamente en un esquema conocido como “regla Möller”, “regla de las diagonales” o “método de la lluvia”. Este se utiliza en el llenado de arriba hacia abajo de los subniveles de un átomo en la dirección y sentido que señalan las flechas.

Recordemos que el número de electrones de un átomo en su estado fundamental es igual a su número atómico (Z). Así, la configuración electrónica del átomo de hidrógeno (Z = 1) en estado fundamental es 1s¹, donde:

Por lo tanto, podemos decir que el electrón del átomo de hidrógeno está en un orbital s del nivel de energía 1. La expresión 1s¹ se lee “uno ese uno”.

¿Sabías qué?

El estado fundamental, también llamado “estado basal”, es el estado de menor energía en el que se puede encontrar un átomo.

¿Cómo escribir la configuración electrónica de un átomo?

Litio (Li)

El número atómico (Z) del Li es 3, por lo tanto, el átomo de Li tiene 3 electrones en su estado fundamental. Para escribir su configuración electrónica empezamos a contar desde el primer nivel de energía hasta llegar a los 3 electrones.

Empezamos con 1s² y seguimos hasta llegar a 2s, orbital en el que caben 2 electrones. Como solo falta un electrón para llegar a 3, escribimos la designación del orbital con un solo electrón, es decir, 2s¹.

Configuración electrónica de Li → 1s² 2s¹

Carbono (C)

Como el número atómico (Z) de C es 6, los electrones de este átomo son 6. Así que contamos de forma progresiva en el diagrama hasta llegar a 6 electrones.

Si iniciamos con 1s² y luego pasamos por 2s² ya tenemos 4 electrones. Como faltan 2 electrones seguimos hasta 2p y escribimos la designación del orbital con 2 electrones: 2p².

Configuración electrónica de C → 1s² 2s² 2p²

Magnesio (Mg)

El número atómico (Z) del Mg es 12, por lo que debemos repetir el mismo procedimiento de los ejemplos anteriores hasta llegar a 12 electrones.

Tras llenar los primeros 10 electrones hasta el 2p⁶, seguimos con 3s² y de ese modo ya se tienen los 12 electrones correspondientes al átomo en su estado fundamental.

Configuración electrónica de Mg → 1s² 2s² 2p⁶ 3s²

Configuración electrónica de los primero 15 elementos de la tabla periódica

Elemento	Símbolo	Número atómico (Z)	Número de electrones en estado fundamental	Configuración electrónica
Hidrógeno	H	1	1	1s¹
Helio	He	2	2	1s²
Litio	Li	3	3	1s² 2s¹
Berilio	Be	4	4	1s² 2s²
Boro	B	5	5	1s² 2s² 2p¹
Carbono	C	6	6	1s² 2s² 2p²
Nitrógeno	N	7	7	1s² 2s² 2p³
Oxígeno	O	8	8	1s² 2s² 2p⁴
Flúor	F	9	9	1s² 2s² 2p⁵
Neón	Ne	10	10	1s² 2s² 2p⁶
Sodio	Na	11	11	1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
Magnesio	Mg	12	12	1s² 2s² 2p⁶ 3s²
Aluminio	Al	13	13	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹
Silicio	Si	14	14	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²
Fósforo	P	15	15	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

Diagrama de orbitales

Los diagramas de orbitales son otra forma de mostrar la configuración electrónica, el cual plasma de forma más precisa la posición del espín del electrón. Los posibles giros de un electrón son dos y se representan con flechas: una hacia arriba y otra hacia abajo. Cada caja representa un orbital. Por ejemplo:

H →

He →

¿Sabías qué?

El espín, o momento angular de rotación del electrón, está relacionado con los dos movimientos de giros que puede tener el electrón, los cuales se representan con flechas.

Regla para la distribución de los electrones

Principio de exclusión de Pauli

“Un orbital no puede tener más de dos electrones, cuyos espines deben tener valores opuestos, es decir, una flecha hacia arriba y otra hacia abajo”.

Observa las tres posibles maneras de organizar los 2 electrones en el orbital 1s del helio (He). Solo el diagrama c) cumple con el principio de exclusión de Pauli.

	a)	b)	c)
He →
	Incorrecto	Incorrecto	Correcto

Principio de máxima multiplicidad de carga o regla de Hund

“La distribución electrónica más estable es aquella que tiene la mayor cantidad de espines paralelos o no apareados”.

Observa los distintos diagramas de orbitales en los que se muestra la distribución de electrones del átomo de carbono (C). Aunque los tres cumple con el principio de exclusión de Pauli solo el diagrama c) cumple con la regla de Hund y por lo tanto es el adecuado.

a)	C →	Incorrecto
b)	C →	Incorrecto
c)	C →	Correcto

Nota que se dibujan tres cajas para los orbitales p porque estos tienen tres orientaciones diferentes (p_x, p_y y p_z) en las cuales caben 2 electrones respectivamente.

Principio de Aufbau

“Mientras se añaden protones al núcleo del átomo de uno en uno, los electrones se suman de la misma forma en los orbitales atómicos”.

Por ejemplo, el tercer electrón del átomo de litio (Li) no puede acomodarse en el orbital 1s, así que se coloca en el siguiente orbital de menor nivel de energía, el 2s.

He →

Li →

Con excepción del hidrógeno y del helio, la configuración electrónica de todos los elementos puede ser representada por un kérnel de gas noble, el cual muestra entre corchetes el símbolo del gas noble que antecede a un elemento. Ejemplo:

Símbolo de elemento	Número atómico (Z)	Configuración electrónica
H	1	1s¹
He	2	1s²
Li	3	[He]2s¹
Be	4	[He]2s²
B	5	[He]2s² 2p¹
C	6	[He]2s² 2p²
N	7	[He]2s² 2p³
O	8	[He]2s² 2p⁴
F	9	[He]2s² 2p⁵
Ne	10	[He]2s² 2p⁶
Na	11	[Ne]3s¹
Mg	12	[Ne]3s²
Al	13	[Ne]3s² 3p¹
Si	14	[Ne]3s² 3p²
P	15	[Ne]3s² 3p³

¿Sabías qué?

Los electrones más externos que se ubican luego del kérnel del gas noble son llamados “electrones de valencia”.

¡a practicar!

Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos en su estado fundamental. En cada caso, realiza el diagrama de orbitales.

a) Calcio

b) Hierro

c) Zinc

d) Bromo

Respuestas

a) Calcio

Símbolo: Ca
Número atómico (Z): 20
Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² → [Ar]4s²
Diagrama de orbitales:

b) Hierro

Símbolo: Fe
Número atómico (Z): 26
Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ → [Ar]4s² 3d⁶
Diagrama orbitales:

c) Zinc

Símbolo: Zn
Número atómico (Z): 30
Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ → [Ar]4s² 3d¹⁰
Diagrama de orbitales:

d) Bromo

Símbolo: Br
Número atómico (Z): 35
Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵ → [Ar]4s² 3d¹⁰ 4p⁵
Diagrama de orbitales:

Rayos alfa, beta y gamma

Las radiaciones son partículas subatómicas. La estabilidad de un núcleo atómico depende de la cantidad de protones y neutrones en su interior, estos núcleos, cuando tienen una mayor cantidad de protones que de neutrones se consideran inestables y pueden emitir uno o varios tipos de radiaciones, como lo son las alfa, las beta y las gamma.

	Rayos alfa ( $\alpha$ )	Rayos beta ( $\beta$ )	Rayos gamma ( $\gamma$ )
Otros nombres	Partículas alfa ( $\alpha$ )	Partículas beta ( $\beta$ )	Partículas gamma ( $\gamma$ )
¿Qué son?	Núcleos de átomos de helio-4.	Electrones.	Forma de radiación electromagnética.
¿Cómo se producen?	Por aceleración artificial o expulsión a partir de un átomo mayor.	Por medio de la desintegración nuclear ocurrida en el núcleo de los átomos.	Por desexcitación de un nucleón a un menor nivel de energía o por desintegración de isótopos radioactivo.
Constituidos por:	Dos protones y dos neutrones.	Electrones.	Fotones.
Unidad de carga	+2	-1	0
Velocidad	Aproximadamente 3 . 10⁷ m/s	Aproximadamente 2,7 . 10⁸ m/s	Aproximadamente 3 . 10⁸ m/s
Acción de un campo eléctrico y magnético	Son desviadas por los campos eléctricos y magnéticos.	Son desviadas por campos eléctricos y magnéticos en sentido opuesto a las partículas $\alpha$ .	No son desviadas por campos eléctricos y magnéticos.
Poder de penetración	Bajo. Recorren una distancia pequeña y son detenidas por una hoja de papel o por la piel del cuerpo humano.	Media. Recorren hasta un metro de distancia en el aire y son detenidas por laminas delgadas de metal o madera.	Alta. Recorren cientos de metros en el aire y son detenidas por paredes de cemento o concreto.
Ejemplo	Cuando el núcleo del radio (Ra) se desintegra expulsa una partícula $\alpha$ y forma el radón (Rn). $_{88}^{226}\textrm{Ra} \rightarrow _{86}^{222}\textrm{Rn} + _{2}^{4}\textrm{He}$	Cuando el núcleo del polonio (Po) pierde un electrón y se convierte en astato (At). $_{84}^{218}\textrm{Po} \rightarrow _{85}^{218}\textrm{At} + _{-1}^{ 0}\textrm{e}$	Cuando se desintegra el tecnecio (Te) emite rayos $\gamma$ . $_{52}^{125}\textrm{Te} \rightarrow _{52}^{125}\textrm{Te} + \gamma$