Química: La Ciencia de la Materia
La química es la disciplina que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, así como los cambios que esta experimenta durante las reacciones químicas. En la PAES, el temario abarca desde la unidad fundamental (el átomo) hasta las complejas interacciones que forman la vida (química orgánica) y las leyes matemáticas que rigen estas transformaciones (estequiometría).
1. Estructura Atómica: El Corazón de la Materia
Toda la materia visible en el universo está formada por átomos. Nuestra comprensión de esta partícula fundamental ha evolucionado drásticamente a lo largo de la historia, pasando de ser una simple esfera sólida a una compleja nube de probabilidades cuánticas.
Evolución de los Modelos Atómicos
Dalton (1808) - La Esfera Sólida: John Dalton rescató la idea griega del átomo. Imaginó que la materia estaba hecha de esferas sólidas, indivisibles e indestructibles, como bolas de billar microscópicas. Su gran aporte fue plantear que los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades, y que los compuestos se forman por la unión de átomos en proporciones sencillas.
Thomson (1904) - El Budín de Pasas: Al descubrir el electrón (partícula negativa), Thomson se dio cuenta de que el átomo no era indivisible. Propuso que el átomo era una esfera de carga positiva (la masa del budín) con electrones incrustados en ella (las pasas) para neutralizar la carga eléctrica. Fue el primer modelo en reconocer la naturaleza eléctrica de la materia.
Rutherford (1911) - El Modelo Planetario: Mediante su famoso experimento de la lámina de oro, Rutherford demostró que el átomo era mayormente espacio vacío. Descubrió que casi toda la masa y la carga positiva estaban concentradas en un centro diminuto llamado núcleo, mientras que los electrones giraban a su alrededor como planetas orbitando al sol. Este modelo fallaba al no explicar por qué los electrones no colapsaban hacia el núcleo.
Bohr (1913) - Niveles de Energía: Para solucionar el problema de Rutherford, Bohr propuso que los electrones solo podían girar en ciertas órbitas circulares permitidas (niveles de energía) sin perder energía. Un electrón puede saltar de un nivel a otro: si absorbe energía sube a un nivel superior (excitado), y si baja emite energía en forma de luz (fotón).
Modelo Mecano-Cuántico (Actual): Desarrollado por Schrödinger y Heisenberg, abandona la idea de "órbita" (camino definido). Introduce el concepto de Orbital: una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (90%) de encontrar al electrón. El átomo se describe mediante números cuánticos (n, l, m, s) que definen la energía y forma de estos orbitales.
Partículas Subatómicas y Tabla Periódica
El átomo moderno se compone de tres partículas fundamentales. En el núcleo encontramos los Protones (p+), que tienen carga positiva y definen la identidad del elemento (Número Atómico Z), y los Neutrones (n), que no tienen carga y aportan masa y estabilidad (evitan que los protones se repelan). En la corteza giran los Electrones (e-), de carga negativa y masa despreciable, responsables de los enlaces químicos.
En la Tabla Periódica, los elementos se ordenan por su número atómico creciente. Sus propiedades varían de forma predecible:
- Radio Atómico: Es el tamaño del átomo. Aumenta hacia abajo (más capas) y hacia la izquierda.
- Electronegatividad: Es la capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace. Aumenta hacia arriba y hacia la derecha (excluyendo gases nobles). El Flúor es el elemento más electronegativo.
- Energía de Ionización: Es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo gaseoso.
2. El Enlace Químico: La Fuerza de Unión
Los átomos rara vez están solos; tienden a unirse para alcanzar una configuración más estable (generalmente completando 8 electrones en su capa externa, la Regla del Octeto). Esta unión se llama enlace químico.
Enlace Iónico
Ocurre cuando hay una gran diferencia de electronegatividad (generalmente entre un Metal y un No Metal). El átomo metálico cede electrones (convirtiéndose en catión +) y el no metal los capta (convirtiéndose en anión -). La unión se produce por atracción electrostática. No forman moléculas, sino redes cristalinas. Son sólidos duros, frágiles y conducen electricidad solo cuando están fundidos o disueltos en agua.
Enlace Covalente
Ocurre entre átomos No Metálicos que tienen electronegatividades similares. En lugar de robarse electrones, los comparten. Forman verdaderas moléculas.
Apolar: Si los átomos son iguales, comparten equitativamente (ej: O2).
Polar: Si son distintos, el más electronegativo atrae más los electrones, creando polos (ej: H2O).
Enlace Metálico
Ocurre entre átomos de metales. Se describe como un "mar de electrones": los núcleos positivos están fijos en una red, rodeados por una nube de electrones deslocalizados que se mueven libremente. Esto explica por qué los metales son excelentes conductores de calor y electricidad, y por qué son maleables y dúctiles.
3. Química Orgánica: La Química del Carbono
Es la rama de la química que estudia los compuestos del carbono. ¿Por qué el carbono es tan especial? Porque posee Tetravalencia (capacidad de formar 4 enlaces estables) y Concatenación (capacidad de unirse consigo mismo formando cadenas largas y anillos), lo que permite una diversidad molecular casi infinita, base de la vida.
Hidrocarburos
Son los compuestos orgánicos más simples, formados solo por Carbono e Hidrógeno. Se clasifican según el tipo de enlace carbono-carbono:
- Alcanos (Saturados): Solo tienen enlaces simples (sigma). Son poco reactivos. Su fórmula general es CnH2n+2. (Ej: Metano, combustible fósil).
- Alquenos (Insaturados): Tienen al menos un enlace doble (un sigma y un pi). Son más reactivos. (Ej: Etileno, usado para madurar frutas).
- Alquinos (Insaturados): Tienen al menos un enlace triple (un sigma y dos pi). (Ej: Acetileno, usado en soldaduras).
- Aromáticos: Basados en el anillo de Benceno (C6H6). Poseen dobles enlaces conjugados que resuenan, dándoles gran estabilidad.
Grupos Funcionales
Son átomos o grupos de átomos que se unen a la cadena de carbono y le dan propiedades químicas específicas. Reconocerlos es vital para la PAES:
- Alcohol (R-OH): Grupo hidroxilo. Polares y solubles en agua si la cadena es corta. (Ej: Etanol).
- Ácido Carboxílico (R-COOH): Grupo carboxilo. Son ácidos débiles. (Ej: Ácido acético o vinagre).
- Amina (R-NH2): Derivados del amoníaco. Tienen carácter básico y suelen tener olores fuertes (pescado).
- Ester (R-COO-R'): Se forman por la reacción de un ácido y un alcohol. Responsables de los olores agradables de frutas y flores.
- Aldehído y Cetona: Ambos tienen un grupo Carbonilo (C=O). En el aldehído está en un extremo de la cadena; en la cetona, en el medio.
4. Reacciones Químicas y Estequiometría
La estequiometría es la "contabilidad" de la química. Estudia las relaciones cuantitativas (de cantidad) entre reactantes y productos en una reacción química.
Leyes Ponderales y el Mol
Todo cálculo se basa en la Ley de Conservación de la Masa (Lavoisier): "La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma". Esto significa que la masa total de los reactantes debe ser igual a la masa total de los productos. Para cumplir esta ley en el papel, debemos balancear las ecuaciones químicas (igualar el número de átomos a ambos lados).
Los átomos son tan pequeños que contarlos uno por uno es imposible. Por eso los químicos inventaron el "Mol". Un Mol es simplemente un paquete con una cantidad fija de partículas: 6,022 x 1023 (Número de Avogadro). Es como decir una "docena" (12), pero para átomos.
La Masa Molar (MM) es cuánto pesa un mol de una sustancia (en gramos). Se calcula sumando las masas atómicas de la Tabla Periódica.
Reactivo Limitante y en Exceso
En una reacción real, rara vez mezclamos las cantidades perfectas. Imagina que quieres hacer completos: tienes 10 panes y 8 salchichas. Solo podrás hacer 8 completos. Las salchichas se acaban primero y determinan cuánto producto obtienes; son el Reactivo Limitante. Los 2 panes que sobran son el Reactivo en Exceso. En química es igual: el reactivo que se consume primero detiene la reacción y define el rendimiento máximo teórico.
Soluciones Químicas
Son mezclas homogéneas de un Soluto (componente minoritario) disuelto en un Solvente (componente mayoritario, generalmente agua). Su concentración se puede expresar de varias formas:
- Molaridad (M): Moles de soluto por Litro de solución. Es la unidad más usada en laboratorio.
- Molalidad (m): Moles de soluto por Kilo de solvente.
- Porcentaje Masa/Masa (%m/m): Gramos de soluto en 100 gramos de solución total.
📝 Mini-Ensayo: Practica lo aprendido
1. ¿Qué experimento fue crucial para descartar el modelo atómico de "Budín de Pasas" de Thomson y proponer la existencia de un núcleo?
B) El bombardeo de una lámina de oro con partículas alfa (Rutherford).
C) El estudio del espectro de emisión del hidrógeno.
D) El descubrimiento del neutrón por Chadwick.
2. ¿Qué propiedad del átomo de Carbono explica su capacidad para formar millones de compuestos orgánicos distintos?
B) Su capacidad de formar enlaces iónicos.
C) Su tetravalencia y capacidad de concatenación.
D) Su ubicación en el grupo de los gases nobles.
3. Se tienen 2 moles de NaOH disueltos en suficiente agua para completar 500 mL de solución. ¿Cuál es la Molaridad?
B) 2,0 M
C) 4,0 M
D) 0,5 M