Capítulo 1: Introducción a la Química

Estructura atómica Regresar

La materia está formada por partículas del orden de 10 -10 m llamadas átomos. Los átomos constan de un núcleo atómico, donde se ubican partículas subatómicas de dos tipos: protones y neutrones. Los protones y neutrones tienen una masa similar, que se mide en unidades de masa atómica (1 unidad de masa atómica = 1 u.m.a). La masa de estas partículas equivale a 1 unidad de masa atómica. Los protones son partículas con carga eléctrica, de signo positivo e intensidad 1. Los neutrones, en cambio, carecen de carga eléctrica.
El tercer tipo de partícula subatómica son los electrones. La masa de éstos es la 1840 ava parte de la masa de un protón o neutrón, por eso no es tomada en cuenta. Los electrones sí poseen carga eléctrica, de igual intensidad a la carga del protón, pero de signo opuesto: son partículas negativas. El número de electrones de un átomo coincide con el número de protones, de manera que las cargas positivas y negativas de un átomo se hallan balanceadas, haciendo de éste una partícula eléctricamente neutra.
Los electrones se ubican fuera del núcleo. Uno de los primeros modelos representativos del átomo comparaba a éste con un sistema solar: el núcleo atómico como la estrella central y los electrones como los planetas, ya que éstos giran alrededor del núcleo, como los planetas lo hacen alrededor del sol. Sin embargo, este modelo fue reemplazado posteriormente, debido a que los electrones no se mueven describiendo órbitas planas, como los planetas, sino que lo hacen en nubes o zonas tridimensionales que rodean al núcleo, a las cuales se les dio el nombre de orbitales. Existen orbitales de diferentes formas, designados con las letras s, p, d y f. Un orbital se define como una zona donde es máxima la probabilidad de encontrar a un electrón en un momento dado.

La mayor parte del átomo es espacio vacío. Si se agrandara un átomo hasta llevarlo al tamaño de un estadio de fútbol, el núcleo ocuparía lo que una pelota de tenis en el centro de la cancha y los electrones, casi 2.000 veces menores que el núcleo, girarían en las tribunas.
Los electrones de un átomo son atraídos por las cargas positivas que se concentran en el núcleo. Cuanto mayor es la energía que posee un electrón, mayor es la fuerza para resistir a la atracción que sobre él ejercen las cargas positivas, y por lo tanto, mayor es la distancia que lo separa del núcleo. Así, los electrones se ubican en diferentes capas o niveles electrónicos; los que poseen menos energía se encuentran en los niveles más internos y los que poseen más energía en los niveles exteriores.

Dado que partículas de igual carga se repelen, los niveles electrónicos no pueden albergar un número indefinido de electrones. Por el contrario, cada nivel tiene un número máximo de electrones admisible. Éste puede calcularse con la siguiente fórmula:

En conclusión, los electrones giran alrededor del núcleo dentro de los orbitales, en distintos niveles energéticos. Cada orbital puede albergar hasta dos electrones. Un nivel incluye distintos tipos de orbitales, que se agrupan en subniveles. En la siguiente tabla se resumen los cuatro primeros niveles electrónicos, con sus correspondientes subniveles, orbitales y número máximo de electrones admitidos.

La configuración electrónica es la distribución que adoptan los electrones de un átomo particular. Los electrones de un átomo se distribuyen siempre ocupando los orbitales en un orden fijo, desde el de menor al de mayor nivel energético. Es decir que, conociendo el número de electrones de un átomo, podemos predecir su configuración electrónica.
En la siguiente figura puede verse una representación de los orbitales de cada subnivel, en orden creciente de energía desde abajo hacia arriba. Nótese, por ejemplo, que los orbitales del subnivel 4s tienen menos energía que los del 3d; esto implica que se poblarán antes.

¿Cómo recordar el orden de “llenado” de los orbitales? Éste se puede obtener aplicando una regla práctica, la “regla de las diagonales”, que se muestra a continuación. Siguiendo el recorrido de las diagonales es posible determinar la posición que ocuparán los electrones.

Por ejemplo, un átomo que posee 7 electrones presenta 2 electrones en el nivel 1 y 5 electrones en el nivel 2, con la siguiente distribución: 1s2, 2s2, 2p3.

Elemento químico Regresar

Un átomo puede ser caracterizado por su número atómico y su número másico.
El número atómico o Z es el número de protones de un átomo.
Como las propiedades de un átomo dependen del número de protones que éste tenga, todos los átomos con igual número atómico(o igual Z) tienen las mismas propiedades.
Así, se define elemento químico como el conjunto de átomos con el mismo número atómico. Los elementos químicos conocidos, entre los naturales y los obtenidos artificialmente, son algo más de cien. A cada uno de ellos se le asigna un nombre y un símbolo químico. Este último consiste en la inicial del nombre latino, en mayúscula, o bien la inicial más una o dos letras, en minúscula, cuando es necesario diferenciar elementos que tienen la misma inicial.
El número másico o A indica la masa que presenta un átomo y resulta de la suma del número de protones y el número de neutrones del mismo.
Z y A pueden anotarse como subíndice y supraíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.

Ejemplo:
Elemento = Hidrógeno
Símbolo químico = H
Z = 1
A = 1

Suele ocurrir que átomos del mismo elemento poseen distinto número de neutrones, por ejemplo, los átomos de Hidrógeno pueden tener 1, 2 o ningún neutrón, por lo cual difieren en su número másico; estos átomos se denominan isótopos. En estos casos, el número másico del elemento se calcula como promedio de los distintos isótopos, según los porcentajes de los mismos presentes en la naturaleza (por eso A puede no ser un número entero).

Es interesante señalar que algunos isótopos son radiactivos. En biología, éstos resultan muy útiles, por cuanto la posibilidad de detectar la radiación que emiten permite conocer el itinerario del isótopo dentro del organismo o su participación en distintas reacciones químicas. Al uso de los isótopos radiactivos como trazadores, recién mencionado, debe agregársele el uso de ciertos isótopos como datadores, ya que posibilitan calcular la edad de restos fósiles o estratos geológicos.
Los elementos químicos están ordenados en la tabla periódica de los elementos. Allí se representan con su nombre y símbolo químico, siguiendo un orden creciente de sus números atómicos. En la tabla periódica, los elementos se agrupan horizontalmente en filas, llamadas períodos, y verticalmente, en columnas llamadas grupos. Todos los elementos del mismo período tienen la misma cantidad de niveles electrónicos. Todos los elementos del mismo grupo, en cambio, poseen el mismo número de electrones en su último nivel electrónico. Esto, como se verá seguidamente, determina que su comportamiento químico sea similar.

Tabla Periódica de los Elementos

Actividad interactiva: Configuración electrónica y tabla periódica

Molécula y sustancia Regresar

Los átomos de la mayor parte de los elementos no se encuentran al estado libre en la naturaleza. Por el contrario, los átomos tienden a unirse unos con otros formando partículas denominadas moléculas. Las fuerzas que mantienen juntos a los átomos de una molécula reciben el nombre de uniones o enlaces químicos.
Los relativamente pocos elementos naturales dan lugar a la existencia de una gran cantidad de materiales con propiedades diferentes y características, debido a la tendencia de los átomos a combinarse unos con otros, formando diferentes tipos de moléculas. Las propiedades de la materia cambian de acuerdo con la composición y estructura de las moléculas que la forman. Así, átomos del elemento Oxígeno pueden formar el gas oxígeno cuando se combinan de a dos, el gas ozono, cuando se combinan de a tres o agua, cuando se combinan con átomos del elemento Hidrógeno. El gas oxígeno, el gas ozono y el agua son ejemplos de sustancias.

Una sustancia puede definirse como una clase particular de materia, con propiedades características y constantes, derivadas de una determinada estructura molecular. La molécula es la menor partícula que conserva las propiedades de una sustancia; si la molécula se rompe, si sus átomos se separan, o se unen de manera diferente, la sustancia original da paso a otras, con otras propiedades.
Algunas sustancias, llamadas sustancias elementales, están formadas por átomos de un solo elemento (tal es el caso del gas oxígeno). Otras, llamadas compuestos químicos, constan de más de un elemento (por ejemplo, el agua).
La fórmula molecular de una sustancia es la representación simbólica de la composición de una molécula; en ella se especifica el tipo y número de átomos que la forman. En una fórmula molecular se escriben los símbolos de los elementos que componen la molécula; si hay más de un átomo de cada elemento, se indica el número correspondiente como un subíndice a la derecha del símbolo.

Peso atómico (PA) y Peso molecular (PM) Regresar

La masa del átomo se calcula sumando la masa de sus protones y neutrones. La masa de una molécula es igual la sumatoria de las masas respectivas de los átomos que la forman.
Si bien masa y peso son magnitudes distintas, a fines prácticos, el peso atómico y el peso molecular coinciden con el valor de las respectivas masas.
El peso molecular se expresa en la unidad “dalton” (Da) que equivale al peso de un átomo de hidrógeno.

Mol Regresar

El mol es una unidad muy utilizada que equivale a 6,02 .1023 (número de Avogadro) partículas elementales (protones, neutrones, electrones, átomos, moléculas o iones). La masa de un mol de partículas corresponde a la masa de una partícula expresada en gramos. Por ejemplo, la masa molecular del agua es 18, entonces un mol de moléculas de agua tiene una masa de 18 g.

Reacción y ecuación química Regresar

Las reacciones químicas son las transformaciones en las cuales una o más sustancias cambian su estructura molecular, convirtiéndose en otras. Las sustancias iniciales se denominan reactivos o sustratos y las finales, productos.
Durante una reacción química ordinaria, los átomos no se destruyen ni se crean, solamente se reordenan, de allí que el átomo sea definido como “la menor partícula capaz de participar en una reacción química”.
Las reacciones químicas se representan mediante las ecuaciones químicas. Una ecuación química tiene dos miembros: el primero corresponde a los reactivos y el segundo corresponde a los productos. Ambos miembros están conectados por una flecha que va desde los reactivos hacia los productos. Como la cantidad de átomos de cada elemento se conserva a lo largo de la reacción, para mantener la igualdad de ambos miembros es necesario “balancear” las ecuaciones, colocando los coeficientes que correspondan a cada sustancia interviniente.

Uniones químicas Regresar

Si bien la mayoría de los elementos tienden a combinarse unos con otros, los elementos clasificados en el grupo VIII de la tabla, llamados gases raros, nobles o inertes, son una excepción. Éstos no reaccionan y sus átomos se encuentran al estado libre en la naturaleza. Los químicos buscaron en la configuración electrónica de los gases nobles la explicación a su inercia, o incapacidad de reaccionar. Encontraron que los gases nobles tienen su último nivel electrónico completo, esto es: con el número máximo de electrones admisible para ese nivel. El resto de los elementos, pertenecientes a otros grupos de la tabla periódica, posee su último nivel incompleto. Concluyeron, entonces, que lo que determina que un átomo sea inestable y reaccione con otros es la “necesidad” de completar su nivel electrónico más externo. Al formar una unión química, un átomo inestable “consigue” el número de electrones que le confiere la estabilidad. Esta explicación se conoce como “teoría del octeto de Lewis”, dado que, en muchos casos, ocho es el número de electrones del último nivel con el cual un átomo se hace estable. Cuando un átomo se enlaza con otro tiende a adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica.
Los electrones de la última capa electrónica de un átomo, responsables de la reactividad química del mismo, se denominan electrones de valencia (éstos no deben confundirse con el “número de valencia” que definiremos más adelante).
Las uniones o enlaces químicos interatómicos se clasifican en dos tipos fundamentales: iónicos y covalentes. Los enlaces covalentes pueden ser polares o apolares.
El tipo de enlace que se establezca entre los átomos depende de una propiedad llamada electronegatividad. La electronegatividad mide la capacidad de un átomo de atraer electrones. Cada elemento tiene un valor de electronegatividad (que figura en la tabla periódica). La diferencia de electronegatividad entre los átomos que interaccionan determina el enlace que se establece entre ellos, según la siguiente escala:

Las uniones iónicas ocurren cuando reaccionan un metal, como el sodio y un no metal, como el cloro. Los metales son elementos con baja electronegatividad (electropositivos) y tienen tendencia a ceder electrones, mientras que los no metales tienen una electronegatividad alta (electronegativos) y tienen tendencia a captar electrones.

Al encontrarse un átomo de sodio con uno de cloro, éste atrae el electrón de valencia del sodio. Así, el cloro adquiere el electrón que le faltaba para estabilizar su nivel 3. Al mismo tiempo, el sodio, despojado de su electrón, queda con dos niveles electrónicos. Ahora, su nivel 2 pasa a ser el más externo, quedando estabilizado con sus 8 electrones. Como consecuencia de la cesión de un electrón del sodio al cloro, tanto uno como otro se convierten en iones. Un ión es una partícula con carga eléctrica. El sodio se transforma en un catión (ión con carga positiva), pues conserva sus 11 protones, pero posee solamente 10 electrones. El cloro, por su parte, queda convertido en un anión (ión con carga negativa), pues posee 17 protones y 18 electrones.
Como las partículas de carga opuesta se atraen, el catión sodio y el anión cloruro (nombre del anión derivado del cloro) permanecen juntos, formando un compuesto iónico: la sal cloruro de sodio (sal de mesa). La fuerza que los mantiene unidos se denomina enlace iónico.
A diferencia de los enlaces iónicos, en los cuales un átomo cede electrones y otro los capta, en los enlaces covalentes los átomos comparten pares de electrones. Por ejemplo, los átomos de Hidrógeno que forman las moléculas de H2 (gas hidrógeno) establecen entre sí una unión covalente.
Para esquematizar una unión covalente, es útil el diagrama de Lewis, que consiste en representar el núcleo y las capas electrónicas interiores de un átomo mediante su símbolo químico, y dibujar a su alrededor los electrones de valencia, escogiendo para ello un signo como punto, cruz u otros.

Dado que los átomos de Hidrógeno poseen 1 electrón en su nivel 1, alcanzan la estabilidad con 2 electrones, que es el número máximo admitido por ese nivel, adoptando así la estructura del Helio, el gas noble más cercano (Z =2). A cada átomo le falta un electrón para estabilizarse, pero como tienen la misma electronegatividad, el electrón no es cedido por ninguno de ellos. Por lo tanto, se forma un par de electrones que se comparte entre ambos núcleos. El par de electrones compartido mantiene juntos y estables a los átomos formando una unión covalente.

En el caso del gas oxígeno (O2), los átomos que forman la molécula comparten dos pares de electrones, dado que los átomos de Oxígeno tienen 6 electrones de valencia en el nivel 2, el cual se satisface con 8 electrones.

Como se desprende de los casos anteriores, en las uniones covalentes pueden ser compartidos uno o más pares de electrones, lo que permite clasificarlas en simples, dobles, etc.
La unión covalente simple entre los átomos de Hidrógeno del H2 y la unión covalente doble entre los átomos de Oxígeno del O2 son uniones covalentes apolares o no polares. Se denomina así a las uniones en las cuales los pares de electrones compartidos son atraídos con la misma fuerza por los núcleos que los comparten, de manera que los electrones no tienden a acercarse más a un núcleo que al otro, sino que se reparten equitativamente entre ambos. Esto ocurre cuando los átomos que establecen la unión covalente pertenecen al mismo elemento, o sea que tienen la misma electronegatividad, pero también puede darse entre elementos diferentes, por ejemplo entre Carbono e Hidrógeno, porque la diferencia de electronegatividad entre ellos es pequeña. Las sustancias formadas por moléculas cuyos enlaces interatómicos son covalentes apolares, se conocen como sustancias apolares.

En otros casos, los enlaces covalentes se establecen entre átomos de elementos con diferencia de electronegatividad intermedia: ni tan acentuada como para producir la ionización, ni tan pequeña como para generar un enlace covalente apolar, en el cual los electrones compartidos están a igual distancia de ambos núcleos. En estos casos ocurren uniones covalentes polares. En las uniones covalentes polares, cada átomo aporta un electrón para formar el par que se comparte, pero éste resulta atraído más fuertemente por uno de los dos átomos, el que corresponde al elemento con mayor electronegatividad. Así, los electrones tienden a ubicarse en un polo de la molécula, generando una zona de densidad eléctrica negativa, mientras que el otro polo de la molécula queda desprovisto de electrones, convirtiéndose en un polo de densidad eléctrica positiva. Las moléculas en las cuales hay uniones covalentes polares son dipolos, y las sustancias por ellas formadas son compuestos polares. Es importante diferenciar un compuesto polar de un ión. En el compuesto polar, la cantidad total de cargas positivas (protones) y negativas (electrones) está balanceada, aunque la densidad de electrones sea mayor en una parte de la molécula. Un ión, en cambio, es una partícula que cedió o ganó uno o más electrones, por lo cual sus cargas positivas y negativas no están balanceadas y se dice que tiene carga neta (negativa o positiva).
El Oxígeno, por ser un elemento muy electronegativo, forma uniones covalentes polares con otros elementos menos electronegativos, como el Carbono o el Hidrógeno. En el siguiente esquema se analiza la formación de los enlaces covalentes polares entre el Oxígeno y el Hidrógeno que dan origen a la molécula de agua, compuesto polar de importancia fundamental para los seres vivos.

Como se observa en el esquema de la molécula de agua, los dos pares de electrones compartidos entre ambos elementos resultan atraídos con mayor fuerza por el átomo de Oxígeno, donde se establece el polo de densidad negativa de la molécula; la zona de densidad positiva corresponde a los núcleos de los átomos de Hidrógeno.

En todas las uniones covalentes mencionadas hasta el momento, el par de electrones que se comparte se conforma con un electrón proveniente de cada átomo. Éstas son las uniones covalentes puras. Existe otro tipo de unión covalente, la dativa o coordinada, que se diferencia de la anterior en que el par de electrones es aportado por uno solo de los átomos participantes. De modo que un átomo contribuye como dador de los electrones y el otro como aceptor, aunque los electrones son compartidos. Por ejemplo, en el dióxido de azufre (SO2), uno de los átomos de Oxígeno establece unión covalente pura doble con el átomo de azufre (Z=16), de manera que ambos consiguen 8 electrones en su nivel electrónico externo. El segundo átomo de Oxígeno también comparte un par de electrones con el átomo de Azufre, pero en este caso los dos electrones los aporta el Azufre, formándose una unión covalente dativa.

Animación: Uniones químicas

Valencia Regresar

El número de valencia o simplemente la valencia de un elemento químico es el poder o capacidad de combinación que éste tiene con respecto a otro, es decir, el número de uniones que puede establecer. Si se tratare de uniones covalentes, la valencia es el número de pares electrónicos que comparte, y si se tratare de uniones iónicas, el número de electrones que cede o recibe.

Uniones intermoleculares: fuerzas de van der Waals Regresar

Entre todas las moléculas de cualquier sustancia existe una débil atracción que se torna significativa cuando la distancia entre las moléculas es muy pequeña. Este tipo de atracción o unión intermolecular se conoce como fuerza de van der Waals. Es debida a que la atracción mutua entre el núcleo de una molécula y los electrones de otra, es ligeramente superior a la repulsión mutua entre los electrones y los núcleos de ambas. Por regla general, las moléculas pesadas se atraen con mayor intensidad que las livianas.