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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: px, py y pz, 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 py orbital px orbital pz

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 dz2 orbital dxz orbital dxy

 

orbital dyz orbital dx2-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
p 6
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.

Regla de Moeller para escribir la configuración electrónica del átomo de un elemento.

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 (px, py y pz) 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:

 

CAPÍTULO 6 / TEMA 4

NUTRICIÓN Y RESPIRACIÓN CELULAR

Las células necesitan energía para poder realizar todas sus funciones vitales. La mejor manera de obtenerla es mediante la respiración celular llevada a cabo en las mitocondrias, que tiene como resultado la producción de adenosín trifosfato o ATP. Se conoce como respiración al conjunto de reacciones bioquímicas mediante las cuales la energía es liberada a partir de sustancias alimenticias, como por ejemplo la glucosa obtenida principalmente de los nutrientes.

¿CÓMO OBTIENE ENERGÍA LA CÉLULA?

Se necesita energía para realizar trabajos pesados y ejercicios, pero los humanos también utilizamos energía mientras pensamos e incluso mientras dormimos. De hecho, las células vivas de cada organismo utilizan constantemente energía. Los nutrientes y otras moléculas se importan a la célula, se metabolizan (se descomponen) y, posiblemente, se sintetizan en nuevas moléculas, se modifican si es necesario, se transportan alrededor de la célula y posiblemente se distribuyen a todo el organismo.

La mayor parte de las estructuras que componen a los seres vivos pertenecen a tres tipos de moléculas básicas: aminoácidos, azúcares y grasas. Estas moléculas son vitales y el metabolismo se centra en sintetizarlas para la construcción o reparación de células y tejidos, o en degradarlas y utilizarlas como recurso energético.

De los carbohidratos se obtiene la mayor cantidad de energía a través del metabolismo de la glucosa o glucólisis y la respiración celular.

¿Qué es el metabolismo?

Es la circulación continua de materia y energía a través del cuerpo. El metabolismo es una red de procesos que generan energía y le permiten a los seres vivos perpetuarse y autorrepararse.

¿QUÉ ES LA RESPIRACIÓN CELULAR?

Es el el proceso mediante el cual los organismos combinan el oxígeno con las moléculas de los productos alimenticios y desvían la energía química de estas sustancias a actividades que sustentan la vida y los descartan, como productos de desecho, dióxido de carbono y agua.

¿Sabías qué?
Los organismos que no dependen del oxígeno degradan los alimentos en un proceso llamado fermentación.

Glucólisis

Es el conjunto de reacciones químicas en las que la energía es extraída de la glucosa mediante su ruptura en dos moléculas llamadas piruvato. Este mecanismo es parte de la respiración celular y es la primera etapa del metabolismo de los carbohidratos, específicamente del catabolismo, donde las moléculas grandes se transforman en otras más pequeñas. Al romperse la glucosa, se libera energía en forma de dos moléculas de ATP. Finalmente, el producto resultante del piruvato puede ser utilizado en la respiración celular para almacenar aún más energía.

La glucólisis consta de 2 etapas: la fase de requerimiento energético, donde se gastan dos moléculas de ATP, y la fase de liberación de energía, donde se genera piruvato.

Ciclo de Krebs

Es la segunda etapa del proceso de respiración celular, mecanismo mediante el cual las células vivas descomponen moléculas de combustible orgánico en presencia de oxígeno para recoger la energía que necesitan para crecer y dividirse.

El combustible orgánico, ahora piruvato, es degradado a acetil coenzima A o acetil coA para poder entrar al ciclo de Krebs, el cual consta de 8 reacciones: citrato sintasa, acontinasa, isocitrato deshidrogenasa, alfa-cetoglutarato deshidrogenasa, succinil CoA sintetasa, succinato deshidrogenasa, fumarasa y malato deshidrogenasa. De todas estas reacciones se producen 2 moléculas de ATP, 6 de NADH y 2 de FADH2, de estas dos últimas se generarán 18 ATP y 4 ATP respectivamente.

Cadena transportadora de electrones

Es la ruta final de la respiración aerobia y, además, es la única parte del metabolismo de la glucosa donde se utiliza el oxígeno atmosférico. Se lleva a cabo en la membrana interna de la mitocondria y tiene como finalidad crear un gradiente de protones (hidrogeniones H+) que luego puede ser utilizado en la fosforilación oxidativa para producir energía en forma de ATP.

El transporte de electrones es un conjunto de reacciones de óxido-reducción (reacciones de transferencia de electrones) que se asemejan a una especie de carrera de relevos. Allí los electrones son pasados rápidamente de un componente a otro hasta llegar al final de la cadena, donde los electrones reducen el oxígeno molecular y producen agua.

Los electrones transferidos en esta etapa pertenecen a las coenzimas NADH+H y FADH, provenientes de la glucólisis y el ciclo de Krebs, en total son 10 NADH+H y 2 FADH.

La cadena transportadora está formada por 4 complejos transportadores: complejo I o NADH deshidrogenasa, complejo II o succinato deshidrogenasa, complejo III o citocromo bc1 y complejo IV o citocromo oxidasa.

LA FABRICA DE ENERGÍA CELULAR: LA MITOCONDRIA

Las mitocondrias actúan como las centrales eléctricas de la célula. Contienen dos membranas principales. La membrana mitocondrial externa rodea completamente la membrana interna, con un pequeño espacio intermembrana en medio. La membrana externa tiene poros basados ​​en proteínas y suficientemente grandes para permitir el paso de algunos iones y moléculas.

Tanto el ciclo de Krebs como la cadena transportadora de electrones se producen dentro de la mitocondria.

En contraste, la membrana interna tiene una permeabilidad mucho más restringida. Al igual que la membrana plasmática de una célula, también está cargada de proteínas involucradas en el transporte de electrones y la síntesis de ATP. Esta membrana rodea la matriz mitocondrial, donde el ciclo de Krebs produce los electrones que viajan de un complejo de proteínas a otro en la membrana interna. El aceptor final de electrones es el oxígeno, y esto en última instancia forma agua. Al mismo tiempo, la cadena de transporte de electrones produce ATP.

¿QUÉ ES EL ATP?

El adenosín trifosfato o ATP es una molécula transportadora de energía y se encuentra en las células de todos los seres vivos. El ATP captura la energía química obtenida de la descomposición de las moléculas de los alimentos y la libera para alimentar otros procesos celulares.

¿Cómo es la estructura del ATP?

El ATP es un nucleótido que consta de tres estructuras principales: la base nitrogenada, la adenina; el azúcar (ribosa) y una cadena de tres grupos fosfato unidos a la ribosa.

La cadena de fosfato del ATP es la fuente de energía real que la célula utiliza. La energía disponible está contenida en los enlaces de los fosfatos y se libera cuando se rompen, lo que ocurre mediante la adición de una molécula de agua (un proceso llamado hidrólisis). Por lo general, solo el fosfato externo se elimina del ATP para producir energía; cuando esto ocurre, el ATP se convierte en difosfato de adenosina (ADP), la forma del nucleótido que tiene solo dos fosfatos.

De ADP a ATP

La mayor parte del ATP en las células es producido por la enzima ATP sintasa, que convierte el ADP y el fosfato en ATP.
RECURSOS PARA DOCENTES

Artículo “Glucólisis: la energía del azúcar”

En este artículo encontrará información acerca de la glucólisis y sus etapas.

VER

Artículo “Respiración: cadena transportadora de electrones”

Este artículo contiene todos los pasos de la cadena transportadora de electrones, parte de la respiración celular.

VER

Artículo “Ciclo de Krebs: respiración celular”

Este artículo contiene toda la información necesaria acerca del ciclo de Krebs o ciclo del ácido cítrico.

VER

Ácidos y bases

Desde la antigüedad se clasifican sustancias en base a su sabor o a la sensación que generan en la piel, este es el caso de los ácidos y las bases. Ambas forman soluciones de electrólitos y son capaces cambiar el color de ciertas compuestos. Con el propósito de dar una explicación al comportamiento físico y químico de los ácidos y bases se han propuesto diversas teorías llamadas teorías ácido-base.

Ácido Base
Concepto según la teoría de Arrhenius

Sustancia que en solución acuosa incrementa la concentración de iones hidrógeno H+.

 

HNO_{3} (ac) \rightarrow {\color{Red} H^{+}} (ac) + NO_{3}^{-}(ac)

 

Sustancia que en solución acuosa incrementa la concentración de iones hidroxilo OH-.

 

NaOH (ac) \rightarrow Na^{+}(ac) + {\color{Blue} OH^{-}}(ac)

 
Concepto según la teoría Brønsted-Lowry Especie capaz de ceder iones H+.

 

{\color{Red} CH_{3}COOH} (ac) + H_{2}O \rightleftharpoons CH_{3}COO^{-} (ac) + {\color{Red} H_{3}O^{+}} (ac)

 

 Especie capaz de aceptar iones H+.

 

CH_{3}COOH (ac) + {\color{Blue} H_{2}O} \rightleftharpoons {\color{Blue} CH_{3}COO^{-}} (ac) + H_{3}O^{+} (ac)

 
Concepto según la teoría de Lewis Sustancia capaz de aceptar un par de electrones.

 

{\color{Red} BF_{3} }+ NH_{3} \rightarrow BF_{3}NH_{3}

 

 Sustancia capaz de donar o ceder un par de electrones.

 

BF_{3}+ {\color{Blue} NH_{3}} \rightarrow BF_{3}NH_{3}

 
Rango de pH 0 a 6 8 a 14
Sabor Agrio. Amargo.
Viraje de color en papel tornasol Cambia a color rojo el papel azul. Cambia a color azul el papel rojo.
Neutraliza Bases. Ácidos.
Viraje de color en fenolftaleína Cambia de rojo a incoloro. Cambia de incoloro a rosado.
Reactividad Reacciona con metales, como el magnesio, zinc o hierro. No reacciona con metales. Reacciona con los ácidos.
Conductividad eléctrica Conductor eléctrico en solución acuosa. Conductor eléctrico en solución acuosa.
Al tacto Son punzantes, queman la piel. Son jabonosos.
Ejemplos
  • Ácido sulfúrico (H2SO4), presente en las baterías.
  • Ácido clorhídrico (HCl), presente en el estómago.
  • Ácido fosfórico (H3PO3), presente en algunas bebidas gaseosas.
  • Ácido nítrico (HNO3), presente en los fertilizantes niitrogenados.
  • Ácido acético (CH3COOH), componente principal del vinagre.
  • Hidróxido de sodio (NaOH), presente en limpiadores de tuberías de desagües.
  • Hidróxido de magnesio (Mg(OH)2), presente en la leche magnesia.
  • Hidróxido de calcio (Ca(OH)2), también llamada cal, con múltiples usos industriales y en construcción.
  • Hidróxido de aluminio (Al(OH)3), presente en los antiácidos.
  • Amoniaco (NH3), presente en fertilizantes y limpiadores.

 

Modelos atómicos: Thomson, Rutherford y Bohr

Durante siglos, la humanidad ha investigado a los átomos: partículas fundamentales de la materia. Estos átomos son tan pequeños que no es posible verlos, por lo que a lo largo de los años los científicos han propuesto modelos y teorías acerca de cómo son. A continuación se comparan tres de los primeros modelos atómicos que anteceden al modelo atómico actual.

Modelo atómico de Thomson Modelo atómico de Rutherford Modelo atómico de Bohr
Científico responsable Joseph Thomson

(1856 – 1940)

 Ernest Rutherford

(1871 – 1937)

 Niels Bohr

(1885 – 1962 )
Año de propuesta del modelo 1904 1911 1913
Forma del átomo Esfera maciza de materia con carga positiva y partículas incrustadas con carga negativa. Esfera maciza con carga positiva rodeada de pequeñas partículas con carga negativa. Esfera maciza con carga positiva rodeada de pequeñas partículas con carga negativa.
Descubrimiento experimental Los electrones: partículas diminutas con carga eléctrica negativa ubicadas dentro del átomo. El núcleo: zona central del átomo, muy pequeña. Espectros atómicos: radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
Núcleo No posee. Sí posee. Está cargado positivamente. Sí posee. Está cargado positivamente.
Masa del átomo Concentrada en toda la esfera maciza de materia. Concentrada en el núcleo. Concentrada en el núcleo.
Ubicación de electrones Incrustados en la esfera positiva. Alrededor del núcleo, en el espacio vacío. Alrededor del núcleo, en órbitas circulares.
Movimiento de electrones No posee. Giran constantemente cerca del núcleo, en el vacío. Giran constantemente cerca del núcleo en niveles definidos de energía.
Cantidad de cargas Igual cantidad de cargas positivas y negativas. El átomo es neutro. Igual cantidad de cargas positivas y negativas. El átomo es neutro. Igual cantidad de cargas positivas y negativas. El átomo es neutro.
Representación del modelo
Otros nombres del modelo Modelo del pudín de pasas. Modelo planetario. Modelo de Bohr.

 

La electricidad

El término “electricidad” deriva del griego electrón, que significa “ámbar”, y con este nombre se ha designado a todos los fenómenos físicos relacionados con la atracción de cargas negativas o positivas y resultantes de la presencia de una corriente eléctrica. Esto se debe a que Tales de Mileto, antiguo científico y pensador griego, comprobó que si se frotaba una varilla de ámbar con lana o piel, ésta atraía objetos ligeros que volaban y se adherían a él. Ahora bien, para explicar adecuadamente la mayoría de los fenómenos asociados, debemos incluir lo que se entiende como “magnetismo”. De esta manera, podremos entender el significado de los campos magnéticos, el origen de los rayos que tanto destacan en las tormentas y toda una amplia gama de aplicaciones industriales que conocemos en la actualidad.

La electricidad o energía eléctrica se produce porque la materia que nos rodea está formada por átomos que constan, a su vez, de protones, neutrones y electrones. Los protones y electrones tienen, entonces, una propiedad que se conoce con el nombre de carga eléctrica; ésta puede ser de dos tipos:

• Los protones tienen carga eléctrica positiva.
• Los electrones tienen carga eléctrica negativa.

Normalmente, los átomos de los cuerpos tienen tantos protones como electrones, por lo que tendrán tantas cargas eléctricas positivas como negativas. Ahora bien, estas cargas se contrarrestan unas a otras para que el objeto resulte neutro. No obstante, los átomos pueden ganar o perder electrones y convertirse en iones. De esta forma, los cuerpos neutros pueden adquirir una carga eléctrica.

• Cuando los átomos ganan electrones, el cuerpo adquiere carga eléctrica negativa.
• Cuando los átomos pierden electrones, el cuerpo adquiere carga eléctrica positiva.

Un cuerpo electrizado está cargado positiva o negativamente porque ha perdido o ganado electrones. Por consiguiente, la carga eléctrica es una magnitud física, medible y cuantificable.

La electricidad se puede trasmitir de un punto a otro, conduciéndola a través de distintos objetos o materiales. En otras palabras, las cargas eléctricas pueden desplazarse de un cuerpo a otro dando lugar a lo que se denomina “corriente eléctrica”, que consiste en el desplazamiento ordenado de electrones. Para que se produzca una corriente eléctrica se necesitan:

• Electrones que puedan moverse; por ejemplo, los iones, tanto positivos como negativos, originan corrientes eléctricas.
• Sustancias conductoras por donde puedan desplazarse las cargas móviles, sean sólidas, líquidas o gaseosas.
• Finalmente, generadores y/o dispositivos que, manteniendo el desequilibrio de cargas y aportando la energía necesaria, consiguen el movimiento de dichas cargas. Son generadores las máquinas que existen en las centrales eléctricas, los dínamos que dan luz a una bicicleta o las pilas que permiten el funcionamiento de una linterna.

Si falta alguno de estos elementos, la corriente eléctrica no podrá mantenerse en un circuito. Así, cuando una pila se agota, ya no es capaz de transportar electrones desde sus bornes –éstos son las partes metálicas de una máquina o dispositivo eléctrico donde se produce la conexión con el circuito eléctrico exterior al mismo–; la corriente se interrumpe en el circuito.

En los materiales llamados conductores existen partículas con carga eléctrica negativa que pueden desplazarse. Así pues, los metales son buenos conductores de corriente eléctrica porque disponen de electrones que pueden moverse con libertad a lo largo del metal. Los mejores conductores son la plata, el cobre, el oro, el aluminio, el hierro y el plomo. En otros materiales, llamados aislantes, las cargas no pueden moverse con libertad, por lo que no se produce una corriente eléctrica. La madera, la goma, el plástico y el vidrio son buenos aislantes porque en ellos no hay electrones que tengan libertad para moverse a lo largo del material.

LA ELECTRICIDAD EN EL HOGAR

El uso de la electricidad en la vida moderna es imprescindible. Difícilmente una sociedad puede concebirse sin el uso de la electricidad. De este modo, y a través de la tecnología, la industria eléctrica ha puesto a disposición de las personas el uso de artefactos eléctricos que facilitan las labores del hogar, haciendo la vida más placentera.

Las máquinas o artefactos eléctricos que nos proporcionan comodidad en el hogar, ahorro de tiempo y disminución en la cantidad de quehaceres, se denominan electrodomésticos. Entre los más utilizados pueden citarse la cocina eléctrica, el refrigerador, la tostadora, el microondas, la licuadora y el lavarropas. Existe también otro tipo de artefactos que nos proporcionan entretenimiento y diversión, y que son también herramientas de trabajo y fuentes de información: el televisor, el equipo de sonido, los videojuegos, las computadoras, etc.

LA ELECTRICIDAD EN LA INDUSTRIA

Con todo, la necesidad de aumentar la producción de bienes a un mínimo costo obligó a reemplazar la mano de obra por maquinarias eficientes. Esto pudo llevarse a cabo en forma masiva a raíz del desarrollo de los motores eléctricos. Por ejemplo, en una empresa de bebidas gaseosas podemos observar como las correas transportadoras llevan las botellas a las máquinas tapadoras para ser llenadas y luego son transportadas para ser empacadas; estas máquinas necesitan energía eléctrica para su operación.

LA ELECTRICIDAD EN LA COMUNIDAD

Por otra parte, la electricidad en la comunidad se manifiesta a través del alumbrado público en plazas, parques, autopistas, túneles y carreteras, con el fin de proporcionar seguridad y visibilidad a los peatones y mejor desenvolvimiento del tráfico automotor en horas nocturnas; los semáforos en la vía pública permiten regular y controlar el flujo de vehículos. También en los medios de comunicación apreciamos la importancia de la electricidad, ya que el funcionamiento de la radio, televisión, cine, la emisión de la prensa, entre otros, depende en gran parte de este tipo de energía.

Por lo demás, desde que la electricidad fue descubierta, siempre estuvo al servicio de la medicina a través de los distintos instrumentos y máquinas usadas en esta área (equipos para radiaciones de cobalto, equipos de rayos X, equipos para tomografías, equipos para electrocardiogramas), y ha contribuido a numerosos avances en la ciencia e investigación.

Además, diversas herramientas y maquinarias que funcionan con electricidad son empleadas en nuestra comunidad para reparar o acondicionar nuestras urbanizaciones.

FUENTES DE ENERGÍA EN LA NATURALEZA

En la naturaleza encontramos la electricidad atmosférica, que se manifiesta a través del rayo. Este fenómeno natural contiene gran carga eléctrica y al acercarse a la tierra se transforma en energía calórica y luminosa. Ya conocemos que las nubes están formadas por un número inmenso de pequeñas gotas de agua, que forman grandes masas suspendidas en el aire. El roce de una nube con otra, o con los picos de las grandes montañas, puede hacer que éstas adquieran una carga eléctrica extraordinaria.

La nube cargada de electricidad puede ejercer sobre otras nubes, o sobre las porciones más elevadas del suelo, fenómenos de influencia, haciendo que la atracción entre cargas opuestas produzca una descarga violenta. De este modo se produce el rayo, con la consiguiente manifestación de luminosidad, que es el relámpago, y el ruido producido por la rotura de las capas de aire, que constituye el trueno.

En la naturaleza existen diversas fuentes de energía y, para convertirlas en electricidad, es necesario crear el sistema apropiado para cada fuente. Estas fuentes de energía son de dos tipos: No Renovables, como el petróleo, el gas, el carbón, el uranio, y el plutonio, y Renovables, como el agua, la luz solar, el calor y viento, etc.

A modo de conclusión, podemos decir que, a pesar de no contar aún con la tecnología suficiente para aprovechar todo el caudal energético de la electricidad, vamos camino a ello.

Conceptos de ácido y base: el producto de solubilidad 

La solubilidad de una sustancia en un disolvente depende de la temperatura y de la presión, la influencia de esta última es muy pequeña cuando el soluto es un sólido. Puede expresarse en cualquiera de las diversas maneras (normalidad, molaridad, gramos de soluto por litro de disolvente, etc.) que ya conocemos.

Para el caso de las sales poco solubles resulta además muy útil definir el producto de solubilidad. Para definir este concepto, consideremos la disolución en agua de una sal muy poco soluble, tal como el sulfato de bario, BaSO4.

En una disolución de esta sal, parte de las moléculas de BaSO4 estarán disociadas en iones, según la ecuación:

Si se trata de una disolución diluida podremos aplicar a ese equilibrio la fórmula de la constante de ionización. Tendremos:

Pero puesto que el sulfato de bario es muy poco soluble en agua, la ecuación anterior puede aplicarse también a la disolución saturada, ya que el BaSO4 disuelto se encontrará en equilibrio con el BaSO4 precipitado. El denominador es en este caso constante y puede escribirse:

K . [BaSO4] = [Ba2+] . [SO4 2-]

Esta expresión se denomina producto de solubilidad. Su símbolo es Ks.

Ks = [Ba2+] . [SO4 2-]

El valor del producto de solubilidad es constante para cada temperatura.

Ejemplos:

1) Las concentraciones de las sustancias que participan en la reacción con H2 son:

-De H2 igual a 0,002 molar

-De I2 igual a 0,002 molar

-De IH igual a 0,014 molar

Hallar el valor de la constante de equilibrio.

Solución:

La fórmula de la constante de equilibrio es:

Por tanto, sustituyendo valores, será:

2) Si en la reacción anterior, a una cierta temperatura, la constante de equilibrio es 0,50 y en 40 litros de disolución hay 2 moles de hidrógeno y 8 de yodhídrico, hallar los moles de yodo que existen.

Solución:

De la fórmula:

conocemos:

K = 0,50

[H2] = 2 moles de hidrógeno / 40 litros de disolución = 0,05 molar

[IH] = 8 moles de á. yodhídrico / 40 litros de disolución = 0,2 molar

[I2] = x moles de yodo / 40 litros de disolución = x / 40 molar

En consecuencia:

es decir,

3) En la reacción PCl5   PCl3 + Cl2   32Kcal/mol

que se desarrolla a presión constante, se tiene que [PCl5] = 0,2 molar; [PCl3] = [Cl2] = 0,01 molar. a) Calcular la constante de equilibrio; b) indicar qué ocurriría si se elevase la temperatura; c) qué sucedería si se redujese la presión; d)y qué si se incrementase la concentración de PCl5 a 0,5 molar, permaneciendo constantes tanto la presión como la temperatura.

Solución:

a)

b) Por tratarse de una reacción endotérmica, al elevar la temperatura se favorece la formación de PCl5 y, en consecuencia, la disminución de las concentraciones de PCl3y de Cl2 (desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda).

c) Al haber más moles gaseosos en el segundo miembro de la reacción que en el primero, una disminución de la presión hace aumentar las concentraciones de PCl3 y de Cl2 en detrimento de la concentración de PCl5 (desplazamiento del equilibrio hacia la derecha).

d) Si se aumenta la concentración de PCl5, correlativamente han de incrementarse la de PCl3 y la de Cl2 para que la constante de equilibrio no se modifique.

Para averiguar cuánto valen las nuevas concentraciones utilizaremos la fórmula de K:

4) Hallar la concentración de iones hidronio en una disolución de ácido acético, CH3  COOH, 1M sabiendo que la constante de disociación vale 1,8·10-5.

Solución:

La reacción de ionización es:

por lo que la constante de ionización será:

Sustituyendo:

Resolviendo esta ecuación de segundo grado, resulta:

x = 0,0043 molar.

5) Hallar la molaridad de una disolución de HCl cuyo pH es 2.

Solución:

pH = log10 1 / [H3O–] = -log10 [H3O+] = 2

Es decir,

log10 [H3O+] = -2.

y, tomando antilogaritmos:

[H3O+] = 10-2 = 0,01 molar

6) Hallar el producto de solubilidad del BaSO4 sabiendo que a la temperatura de 50 °C su concentración es 1,4 · 10-5 molar.

Solución:

De la reacción:

se deduce que el producto de solubilidad vale:

Ks = [Ba2+] . [SO4 2-]

Por tanto,

Ks = (1,4 · 10-5)·(1,4 · 10-5) = 1,96·10-10.

Conceptos de ácido y base: el concepto de Brönsted y Lowry.

Los iones H3O+ y OH-, cuya presencia caracteriza respectivamente las disoluciones acuosas de ácidos y de bases, se forman en realidad a partir de moléculas de agua que, respectivamente, incorporan o pierden un ion H+ o, lo que es lo mismo, un protón. Con otros disolventes distintos del agua, los ácidos y las bases se comportarían del mismo modo, es decir cediendo o aceptando protones, pero los iones formados serían distintos en cada caso.

A partir de estas y similares consideraciones, en 1923, Brönsted y Lowry propusieron, independientemente uno de otro, las siguientes definiciones de ácido y de base: ácido es toda sustancia que puede ceder protones, y base toda sustancia que puede ganar protones. Es decir, un ácido es propiamente un dador de protones, mientras que una base es un aceptor de protones. Pero, puesto que el proceso de perder o ganar un protón es reversible, el ácido, al perder un protón, se transforma en una base y, a su vez, esta, al ganarlo, se transforma en un ácido. Así, pues, un ácido y su base correspondiente forman un sistema conjugado.

Thomas M. Lowry fue un químico británico. Trabajó en el campo de la química-física y propuso, junto con Brönsted, un concepto innovador de ácido y base.

Ácido Protón + Base

Como un protón no puede tener una existencia libre en disolución, debe incorporarse a otra sustancia que se comporta así como base. Los equilibrios se establecen pues en sistemas conjugados dobles del tipo:

Ácido1 + Base2 Ácido2 + Base1

En los que, cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y, cuanto más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado. Ejemplos:

HCl + NH3 NH4 + + Cl-

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 –

HSO4 – + H2O H3O+ + SO4 –

Según la teoría de Brönsted y Lowry, un ácido y una base pueden ser tanto compuestos moleculares como iones, y una misma sustancia molecular o iónica puede actuar en un caso como ácido y en otro como base. Por ejemplo, el agua actúa como base frente al cloruro de hidrógeno y como ácido frente al amoníaco. En disoluciones no acuosas se forman iones distintos de los iones H3O+ y OH-, pero el proceso es esencialmente el mismo; así, disueltos en amoníaco, NH3, sustancia que como disolvente tiene un comportamiento muy similar al del agua, los ácidos dan lugar a la formación de iones amonio, NH4 +, y las bases a la formación de iones amida, NH2 -.

Johannes Brönsted

Fue un químico y físico danés. Investigó en termodinámica. Su contribución más importante fue su nuevo concepto de ácido y base.

Conceptos de ácido y base: el concepto de Lewis 

La principal dificultad de las definiciones de ácido y base de Brönsted y Lowry es que solo pueden aplicarse a reacciones que implican la transferencia de un protón, por lo que para que una sustancia pueda actuar como un ácido en el sentido de la definición de Brönsted-Lowry debe contener en su molécula un átomo de hidrógeno ionizable.

Sin embargo, hay muchas reacciones en las que una sustancia que de acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry no sería un ácido se comporta realmente como tal en el sentido más clásico del término (el de formador de sales). Así, por ejemplo, en ausencia de disolvente y, por lo tanto, sin que exista transferencia de protones, el dióxido de carbono, CO2, reacciona con un óxido básico como el óxido de calcio, CaO, para formar una sal:

CaO + CO2 CaCO3

El problema estriba esencialmente en el injustificado papel especial que la teoría de Brönsted-Lowry otorga al protón. Para superar esta dificultad, Lewis propuso en 1923 un innovador concepto de ácido y base. El nuevo punto de vista no tuvo apenas eco en el mundo científico hasta que el propio Lewis volvió a presentar sus ideas más ampliamente desarrolladas en 1938. De acuerdo con esta teoría, un ácido es toda sustancia (molecular o iónica) que puede aceptar un par de electrones, y una base toda sustancia que puede ceder un par de electrones. En otras palabras, un ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y una base debe poseer un par de electrones solitarios. Entonces, la unión de un ácido y una base corresponde a la formación de un enlace covalente dativo o coordinado.

El concepto de base propuesto por Lewis coincide esencialmente con el de Brönsted-Lowry, ya que para que una sustancia pueda aceptar un protón (es decir, comportarse como base en el sentido de Brönsted-Lowry) debe poseer un par de electrones no compartidos. Por ejemplo, la molécula de agua, H2O, y el ion cloruro, Cl–, que pueden aceptar un protón, tienen las siguientes estructuras electrónicas:

o sea, que poseen un par de electrones no compartidos que pueden emplear para aceptar un protón, formando, respectivamente, el ion H3O+ y la molécula HCl:

Evidentemente, tanto el agua como el ion cloruro pueden comportarse como bases de Lewis cediendo un par de electrones no compartidos a un ácido. Vemos, pues, que, respecto al concepto de base de la teoría de Brönsted-Lowry, el concepto propuesto por Lewis no amplía de forma significativa el número de compuestos que pueden ser considerados como bases.

Sin embargo, el caso es radicalmente distinto para el concepto de ácido. Para empezar, hay sustancias que son ácidos de acuerdo con la definición de Brönsted-Lowry y que no lo son en el sentido de Lewis. Por ejemplo, para Lewis el HCl no es realmente un ácido sino la combinación de un ácido (H+) y una base (Cl–); ya vimos que el ion Cl– es una base tanto según la definición de Brönsted-Lowry como de Lewis y ahora justificaremos que el ion H+ es un ácido en el sentido de Lewis mediante la reacción:

H+ + H2O H3O+

En la que el H+ acepta un par de electrones de la molécula de agua para formar un ion H3O+, y se comporta por lo tanto, como un ácido. También deben ser considerados como ácidos en el sentido de Lewis los cationes metálicos, que aceptan pares de electrones al hidratarse o solvatarse. Y, volviendo a la reacción que escribimos más arriba entre el dióxido de carbono y el óxido de calcio:

CaO + CO2 CaCO3

También aquí debemos considerar que el CO2 es un ácido en el sentido de Lewis, ya que en esta reacción el átomo de carbono del CO2 acepta en covalencia dativa un par de electrones cedidos por el átomo de oxígeno del CaO:

El modelo de Lewis se utiliza en química orgánica para explicar el comportamiento catalítico de algunos compuestos que son ácidos de Lewis, pero, en general, cuando se estudian reacciones que tienen lugar en disolución acuosa o simplemente que implican una transferencia de protones, la generalización propuesta por Lewis resulta innecesaria y los químicos razonan en estos casos a partir de los conceptos de Arrhenius o de Brönsted-Lowry.

Gilbert N. Lewis (1875-1946)

Físico y químico estadounidense. Fue profesor en la Universidad de California, en la que introdujo la termodinámica como asignatura a principios de siglo. Publicó un libro de texto en 1923 que llegó a ser un libro clásico sobre termodinámica que incluía todos los avances del momento. Estudió el enlace covalente y, en 1926, propuso el nombre de fotón para el cuanto de energía electromagnética.