CORRECCIÓN ACTIVIDAD DE SUPERACIÓN

1.    ¿Qué entiendes por materia?

Es todo lo que nos rodea, es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. 

2.    Cuáles son los estados de agregación de la materia que conoces?

Generalmente  son cuatro, llamados gases sólida, líquida, gaseosa  y plasmática. También

son   posibles otros estados que no se producen de forma natural en nuestro entorno, por 

ejemplo: condensado de Bose-Einstein, condensado fermiónico y estrellas de neutrones.

Se cree que también son posibles otros, como el plasma de quark-gluón.

3.    ¿Qué entiendes por elemento? escribe 5 símbolos de elementos químicos

Es un tipo de materia constituida por átomos de la misma clase.

4. ¿Qué entiendes por compuesto Químico? Y anotar la formula de 5 compuestos.

Es una sustancia formada por la combinación de dos o más elementos distintos de la tabla periódica.

5. Escribe cada uno de los cambios de estado en el siguiente esquema

6. ¿Qué es una mezcla?

Es un material formado por dos o más componentes unidos, pero no combinados químicamente.​

7.    ¿Qué es una sustancia compuesta?

En estas sustancias existen o coexisten dos o más elementos en diferentes determinadas 

relaciones o proporciones.

8.    ¿Qué es una sustancia elemental?

Son las mismas sustancias simples que están formadas por átomos de un mismo elemento.

9.    ¿Las propiedades de una mezcla pueden modificarse? ¿De qué dependen?

Las mezclas son uniones físicas de sustancias en las que la estructura de cada sustancia no cambia, por lo cual sus propiedades químicas permanecen constantes y las proporciones pueden variar. Además, es posible separarlas por procesos físicos.

10. ¿Las propiedades de una sustancia son constantes? ¿Cómo podrías corroborarlo?

Las propiedades de las sustancias pueden ser generales o específicas y estas se mantienen constantes. Estas propiedades pueden variar, si las sustancias interactuan con otras.

11. ¿Es lo mismo “elemento” que “sustancia elemental”? Explica y escribe 3 ejemplos.

Ambos están formados por átomos del mismo elemento.

12. ¿A qué nos referimos con “composición de una sustancia”?

Hace referencia a los elementos que se combinan en proporción invariable para formar una sustancia.

13.  Las sustancias existen en forma de elementos y compuestos, cada uno de los cuales posee características particulares. ¿Qué hace que una sustancia posea propiedades exclusivas?

Es su pureza, ya que solo esta compuesta por un solo tipo de materia, con composición fija y que se puede caracterizar por una serie de propiedades específicas.

14.  Clasifica los materiales que aparecen en el cuadro como: elementos, compuestos o mezclas:

15. Un laboratorista al estudiar las propiedades de una sustancia química desconocida, X, obtiene los siguientes resultados:

X es un sólido blanco a temperatura ambiente. - Propiedad física

X tiene punto de fusión de 200 °C, aproximadamente. - Propiedad física

X se disuelve en agua para dar una solución coloreada. - Propiedad física

Al someterla a electrólisis, de X se obtiene más de un producto. - Propiedad química

X forma un sólido blanco al calentarlo en presencia de aire. - Propiedad química

Determina cuál de estos resultados corresponde a una propiedad física o química de la materia y si la sustancia analizada es un elemento o un compuesto químico.

Al someterla a electrólisis, de X se obtiene más de un producto. Compuesto quimico

16. Determina cuáles de los siguientes cambios son físicos y cuáles son químicos, y explica por qué:

a) Quemar papel. Químico

b) Limpiar los objetos de plata. Químico

c) Hacer hielo en el congelador. Físico

d) Hervir agua. Físico

e) Fundir hierro. Físico

17. Algunos fenómenos se aprovechan para producir energía. Otros se utilizan para fabricar productos de consumo diario. ¿Por qué se afirma que estos procesos son cambios químicos?

Se produce necesariamente una reacción química, que va acompañada de desprendimiento de energía y habitualmente se manifiesta por incandescencia o llama.

18. Explica: si tienes vapor de agua y quieres obtener hielo, ¿qué procedimientos debes aplicar?

19. Calcula la densidad de una pieza de metal que tiene una masa de 25 g y ocupa un volumen de 6 ml.

densidad = masa / Volumen

d = 25 g / 6 ml 

d = 4,17 g / ml

20. Escribe V, si el enunciado es verdadero o F, si es falso. Justifica

a) una sustancia pura posee propiedades variables . Falso. Las propiedades de una sustancia pura son constantes, y solo pueden variar al ser mezcladas con otro tipo de sustancia. 

b) el ácido clorhídrico comercial es una mezcla homogénea. Verdadero. 

c) el punto de fusión es una propiedad química de la materia. Falso, es una propiedad física. 

d) toda mezcla heterogénea posee composición definida. Falso, las mezclas heterogenas son desordenadas por lo que su composición es variable. 

e) las propiedades físicas no involucran cambios en la composición y la estructura de la materia. Verdadero.

f) las mezclas están formadas por sustancias puras. Falso, las mezclas pueden ser formadas a partir de compuestos, o a partir de un compuesto y un elemento puro etc etc. 

g) el bronce es considerado una ,mezcla homogénea.  Verdadero. 

h) una sustancia pura como la sangre, posee composición y propiedades defendidas. Verdadero. 

i) las mezclas poseen siempre propiedades y composición defendidas. Falso. Las mezclas no siempre tienen propiedades y composiciones definidas, en cambio las sustancias o compuestos si. 

j) el agua es una sustancia pura siempre, provenga de donde provenga. Falso, el agua suele contener minerales y partículas de otros elementos, dependiendo de su procedencia. 

Obtenido de: 

es.wikipedia.org

Hipertexto química Santillana.

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EL ATOMO

Algunas propiedades de los átomos

Hemos visto hasta ahora que el átomo se compone de tres partículas subatómicas: el protón, el electrón y el neutrón. Protones y neutrones se disponen en la región central dando lugar al núcleo del átomo, mientras que los electrones giran alrededor de este centro en regiones bien definidas. Muchas de las propiedades físicas de los átomos, como masa, densidad o capacidad radiactiva se relacionan con el núcleo. Por el contrario, del arreglo de los electrones en la periferia del átomo dependen propiedades químicas, como la capacidad para formar compuestos con átomos de otros elementos. 

Así mismo, algunas propiedades físicas de los elementos y compuestos, como el punto de fusión y de ebullición, el color o la dureza, están determinadas en gran parte por la cubierta externa de electrones. Al describir un elemento químico se mencionan algunas de sus propiedades, entre las que se encuentra el número atómico, el número de masa y la masa atómica. A continuación explicaremos cada una de estas magnitudes.

Número atómico (Z)

El número atómico indica el número de protones presentes en el núcleo y se representan con la letra Z. Dado que la carga de un átomo es nula, el número de protones debe ser igual al número de electrones, por lo que Z también indica cuántos electrones posee un átomo. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno, el más sencillo que se conoce, tiene un núcleo compuesto por un protón que es neutralizado por un electrón orbitando alrededor. De esta manera su número atómico es Z = 1. Debido a que el número atómico se puede determinar experimentalmente, es posible determinar si una sustancia dada es o no un elemento puro, pues en un elemento todos los átomos deben tener el mismo número atómico.

Número de masa (A)

El número de masa o número másico se representa con la letra A y hace referencia al número de protones y neutrones presentes en el núcleo. La masa del átomo está concentrada en el núcleo y corresponde a la suma de la masa de los protones y los neutrones presentes, dado que la masa de los

electrones es despreciable en relación con la masa nuclear, el número másico también es un indicador indirecto de la masa atómica. Consideremos el siguiente ejemplo: el elemento sodio contiene 11 protones y 12 neutrones en su núcleo. Esto significa que Z es igual a 11 y A es igual a 23, es decir, la suma de 11 protones y 12 neutrones. El número de neutrones presente suele representarse con la letra N.

                    Z = 11          N = 12           A = N + Z          A = 12 + 11 = 23

Isótopos

Son átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen el mismo número de protones (número atómico Z), pero difi eren en el número de neutrones (número de masa A). Muchos elementos presentan isótopos, por ejemplo el oxígeno en estado natural es una mezcla de isótopos, en la cual, el 99,8% corresponde a átomos con A = 16 (Z = 8 y N = 8), el 0,037% poseen A = 17 (Z = 8 y N = 9) y el 0,204% esta representado por átomos con A = 18 (Z = 8 y N = 10). Esta situación se representa escribiendo el símbolo del elemento y colocando al lado izquierdo, el número de masa (A) del isótopo como un supraíndice y el número atómico (Z) como un subíndice. 

Veamos algunos ejemplos:

Otra forma muy común de referirse a los isótopos de un elemento es simplemente señalando el número másico a continuación del símbolo o el nombre completo del elemento. Por ejemplo, oxígeno-17, carbono-14, uranio-235 o cloro-35.

Isóbaros

Existen átomos de elementos diferentes, con características propias, que poseen isótopos con el mismo número de masa (A). A estos elementos se les da el nombre de isóbaros y son comunes en elementos radiactivos. Como ejemplos podemos nombrar: calcio y argón, hierro y cobalto, estaño y telurio.

Masa atómica

Si bien la masa de un átomo no puede ser registrada por las balanzas más sensibles, esta magnitud ha sido calculada en valores cercanos a los 10-24 gramos. Por ejemplo, la masa de un átomo de hidrógeno es 1,67 x 10-24 g. Sin embargo, para facilitar los cálculos relativos a las masas atómicas de la gran variedad de elementos químicos conocidos, se ha ideado un sistema de masas relativas, en el cual, la masa de un elemento dado se calcula comparándola con la masa de otro, que se toma, arbitrariamente, como unidad patrón.

Hasta 1962, el oxígeno se empleó como patrón. Así, al átomo de oxígeno se le asignó una masa de 16 unidades de masa atómica (abreviado como u.m.a.), con lo cual una u.m.a. equivalía a 1/16 de la masa del átomo de oxígeno. Más tarde, la unidad patrón fue remplazada por el átomo de carbono, cuya masa es exactamente 12 u.m.a. Esta es la unidad patrón que se emplea en la actualidad, de manera que una u.m.a. es igual a 1/12 de la masa del átomo de carbono 12. De acuerdo con esta escala, el oxígeno tiene una masa de 15,99 u.m.a., mientras que el hidrógeno pesa 1,007 u.m.a. Debido a la existencia de isótopos, la masa atómica de un elemento cualquiera es el promedio de la masa relativa de cada uno de sus formas isotópicas.

Ahora bien, si tomamos una cantidad en gramos, igual a la masa atómica de un elemento, expresada en u.m.a., obtenemos una nueva magnitud, denominada átomo-gramo. Así, un átomo-gramo de oxígeno equivale a 15,99 g.

Masa molecular

La masa molecular corresponde a la masa de una molécula, que es igual a la suma de las masas atómicas promedio de los átomos que la constituyen. Para calcular la masa molecular es necesario saber qué elementos forman el compuesto, su masa atómica y el número de átomos presentes en la molécula. La fórmula química nos indica qué elementos forman el compuesto y su número.

Número de Avogadro: concepto de mol

Cuando tomamos una pequeña cantidad de algún compuesto y la pesamos en una balanza corriente, estamos manipulando un número enorme de átomos individuales, debido a que el peso en gramos de un átomo es sumamente pequeño. Para evitar el problema de hacer cálculos a partir de números muy grandes o muy pequeños, se emplea una unidad, llamada mol.

Un mol se define como la cantidad de sustancia que contiene 6,023 1023 partículas, ya sea de un elemento o de un compuesto. En un elemento esta cantidad es equivalente a la masa atómica expresada como gramos. Por ejemplo, en 15,99 gramos de oxígeno hay exactamente 6,02 x 10 23 átomos de oxígeno. A este número se le conoce como número de Avogadro, pues fue el químico italiano Amadeo Avogadro (1776- 1856) quien estableció esta regla. Avogadro descubrió que volúmenes iguales de diferentes gases, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, contenían igual número de moléculas. 

Si una misma cantidad de átomos de dos elementos diferentes, tiene masas diferentes, podemos establecer qué tan pesado es uno con relación al otro. Así, si un mol de oxígeno pesa 16 g, mientras que un mol de carbono pesa 12 g, podemos concluir fácilmente que los átomos de oxígeno son más pesados que los de carbono. El número de Avogadro es un concepto muy importante y de gran utilidad en química. Por ejemplo, sirve para calcular la masa relativa de un átomo de cualquier elemento y el número de átomos o partículas presentes en una masa determinada de una sustancia dada. 1 mol contiene 6,02 x 10 23 partículas, átomos o moléculas cuya masa es igual a la masa del elemento o del compuesto.

Obtenido de: Hipertexto santillana. Química. 2010 EDITORIAL SANTILLANA S.A.

MODELOS ATÓMICOS

MODELOS ATÓMICOS

Desde el siglo V a. de C. la humanidad ha escuchado hablar de átomos, como las partículas fundamentales de la materia. Sin embargo, debido a que los átomos son tan pequeños, no es posible verlos a simple vista, por esta razón, se han propuesto varios modelos y teorías acerca de cómo son

estas partículas fundamentales. 

El átomo a través del tiempo

Los griegos fueron quienes por primera vez se preocuparon por indagar sobre la constitución íntima de la materia, aunque desde una perspectiva puramente teórica, pues no creían en la importancia de la experimentación. Cerca del año 450 a. de C., Leucipo y su discípulo, Demócrito, propusieron que la materia estaba constituida por pequeñas partículas a las que llamaron átomos, palabra que significa indivisible.

Los postulados del atomismo griego establecían que:

■ Los átomos son sólidos.

■ Entre los átomos sólo existe el vacío.

■ Los átomos son indivisibles y eternos.

■ Los átomos de diferentes cuerpos difieren entre sí por su forma, tamaño y distribución espacial.

■ Las propiedades de la materia varían según el tipo de átomos y como  estén agrupados.

En 1805 el inglés John Dalton (1766-1844), publicó la obra Nuevo sistema de la filosofía química, en la cual rescataba las ideas propuestas por Demócrito y Leucipo dos mil años atrás. La razón que impulsó a Dalton a proponer una nueva teoría atómica fue la búsqueda de una explicación a las leyes químicas que se habían deducido empíricamente hasta el momento, como la ley de la conservación y la ley de las proporciones definidas.

La teoría atómica de Dalton comprendía los siguientes postulados:

■ La materia esta constituida por átomos, partículas indivisibles e indestructibles.

■ Los átomos que componen una sustancia elemental son semejantes entre sí, en cuanto a masa, tamaño y cualquier otra característica, y difieren de aquellos que componen otros elementos.

■ Los átomos se combinan para formar entidades compuestas. En esta combinación los átomos de cada uno de los elementos involucrados están presentes siguiendo proporciones definidas y enteras. 

Así mismo, dos o más elementos pueden unirse en diferentes proporciones para formar diferentes compuestos. 

■ Naturaleza eléctrica de la materia Desde tiempos remotos habían sido observados fenómenos eléctricos relacionados con la materia. Tales de Mileto observó que al frotar un trozo de ámbar, este podía atraer pequeñas partículas. Siglos después Gilbert comprobó que por frotamiento muchas sustancias adquirían electricidad. Sin embargo, fue solo hacia mediados del siglo XIX que estas observaciones fueron planteadas formalmente, gracias a los experimentos sobre la electrolisis que realizó Faraday, hacia 1833 y que le permitieron descubrir la relación entre electricidad y materia.

■ El descubrimiento del electrón fue posible gracias a una serie de experimentos alrededor de un dispositivo llamado tubo de rayos catódicos, que consiste en un tubo de vidrio provisto de dos electrodos, herméticamente soldados en los extremos de este y a través de los cuales se hace pasar una corriente eléctrica. En 1879, el físico inglés William Crookes, observó que si se creaba vacío dentro del tubo, retirando el aire presente en su interior, aparecía un resplandor, originado en el electrodo negativo o cátodo y que se dirigía hacia el electrodo positivo o ánodo, por lo que Crookes concluyó que debía tratarse de haces cargados negativamente, que luego fueron bautizados como rayos catódicos. Posteriormente, J. Th omson estableció, en 1895, que dichos rayos eran en realidad partículas, mucho más pequeñas que el átomo de hidrógeno y con carga negativa, que recibieron el nombre de electrones. En la actualidad se ha establecido que la carga de un electrón es 1,602 10 19 culombios y que posee una masa de 9,11 x 10-28 g.

■ Por la misma época, Eugen Goldstein (1850-1930), realizó algunas modificaciones al diseño inicial del tubo de rayos catódicos. El nuevo dispositivo tenía el cátodo perforado y el tubo, en lugar de vacío, contenía diferentes gases. Observó que detrás del cátodo se producía otro tipo de resplandor, proveniente del ánodo, por lo que dedujo que los nuevos rayos poseían carga positiva. Posteriormente fueron bautizados como protones y se determinó que su carga era de igual magnitud que la de un electrón, es decir, +1,602 x 10-19 culombios, mientras que su masa tenía un valor cercano a 1,673 x 10-24 g. Estos descubrimientos contradecían la creencia de que el átomo era indivisible, por lo que fue necesario concebir un nuevo modelo atómico.

En 1904, Joseph Thomson (1856-1940) propuso un modelo en el cual la parte positiva del átomo se hallaba distribuida uniformemente por todo el volumen de este, mientras los electrones se hallaban inmersos en esta matriz de protones, como las pasas en un pudín. Además, planteaba que la cantidad de cargas positivas y negativas presentes eran iguales, con lo cual el átomo era esencialmente una entidad neutra.

La primera evidencia de este fenómeno data de 1896 y la debemos a las experiencias de Henri Becquerel (1852-1908). Este científi co descubrió que los minerales de uranio eran capaces de velar una placa fotográfi caen ausencia de luz externa, por lo cual concluyó que poseían la propiedad de emitir radiaciones de forma espontánea.

Posteriormente, los esposos Pierre (1859-1906) y Marie Curie (1867- 1934), retomaron las observaciones hechas por Becquerel, comprobando que todos los minerales de uranio tenían la capacidad de emitir radiaciones. Además aislaron otros dos elementos con idénticas propiedades: el polonio y el radio.

La radiactividad se define como la propiedad que poseen los átomos de algunos elementos de emitir radiaciones. Debido a que las radiaciones son partículas subatómicas, los elementos radiactivos se transforman en otros elementos, pues la constitución íntima de sus átomos cambia. Estas radiaciones pueden ser de cuatro tipos distintos: Rayos alfa: son partículas formadas por dos protones y dos neutrones, por lo que poseen una carga positiva, igual a dos veces la carga de un protón. Debido a que la masa y el volumen de las partículas alfa son relativamente elevados, estas radiaciones viajan a una velocidad baja, y tienen un poder de penetración igualmente bajo.

Rayos beta-: se trata de haces de electrones, 7.000 veces más pequeños que las partículas alfa y que viajan a una velocidad cercana a la de la luz, por lo que poseen un poder de penetración medio.

Rayos beta+: son haces de partículas similares a los electrones, pero con carga positiva, denominadas positrones. Tienen las mismas propiedades que las partículas beta, en cuanto a masa, velocidad y capacidad de penetración. Dado que son antagonistas de los electrones, cuando un electrón y un positrón se chocan, se aniquilan mutuamente, convirtiéndose en energía electromagnética.

Rayos gamma: estos rayos son radiaciones electromagnéticas, con un contenido energético muy superior al de la luz visible, por lo que no poseen masa y tienen una gran capacidad de penetración.

A fines del siglo XIX, en 1895, Wilhelm Roentgen (1845-1923), estudiando los rayos catódicos, observó que una lámina recubierta con ciano-platinato de bario, que estaba a cierta distancia del tubo, emitía una fluorescencia verdosa. Afirmó que dicha fluorescencia correspondía a unos rayos que atravesaban los materiales poco densos, como la madera, pero que no pasaba a través de los más densos, como los metales. Además, no sufrían desviación por campos eléctricos o magnéticos. Por esta razón, concluyó que estos rayos no deberían estar formados por partículas cargadas y en esto se parecían a los rayos de luz. Roentgen los llamó rayos X. Los dos descubrimientos mencionados dejaban entrever que había espacio entre los átomos que conformaban los materiales conocidos, pero no estaba claro cómo ni dónde se distribuían estos espacios.

A principios del siglo XX, Ernest Rutherford (1871-1937) realizó un experimento cuyos resultados fueron inquietantes. Observó que cuando un haz de partículas alfa, emitidas por el polonio, uno de los elementos radiactivos, golpeaba contra una lámina de oro, algunas de las partículas incidentes rebotaban, hasta el punto de invertir completamente la dirección de su trayectoria. Esto era tan increíble como si al disparar una bala contra una hoja de papel, ésta rebotara.

Con el fin de dar una explicación a este hecho, Rutherford propuso, en 1911, la existencia del núcleo atómico, como una zona central densa, en la cual se concentraba cerca del 99,95% de la masa atómica. El núcleo debía ser positivo, puesto que las partículas alfa, también positivas, eran rechazadas al chocar contra los núcleos de los átomos del metal. También estableció que los electrones debían mantenerse en constante movimiento en torno al núcleo, aunque a una cierta distancia, con lo cual gran parte del volumen del átomo sería espacio vacío. Al igual que Th omson, Rutherford consideró que la carga negativa de los electrones debía contrarrestar la carga positiva del núcleo, para dar lugar a un átomo neutro.

Inconsistencias del modelo

Si bien, numerosos fueron los descubrimientos y fenómenos observados que permitieron comprobar la existencia del núcleo atómico y dilucidar su constitución, el modelo propuesto por Rutherford tenía ciertas inconsistencias. De acuerdo con la física clásica, toda partícula acelerada, como es el caso de un electrón girando alrededor del núcleo de un átomo, emite energía, en la forma de radiaciones electromagnéticas. En consecuencia, el electrón debería perder energía continuamente, hasta terminar precipitándose sobre el núcleo, dando lugar a un colapso atómico. Teniendo en cuenta que esto no sucede, algo estaba fallando en el modelo propuesto por Rutherford.

Descubrimiento del neutrón

Desde 1920, Rutherford había supuesto la existencia de una tercera partícula subatómica, que debía ser neutra, pues muchos elementos poseían una masa superior a lo esperado si sus núcleos solo estuvieran conformados por protones. Sin embargo, se tuvo que esperar hasta 1932 para comprobar experimentalmente la existencia de estas partículas.

El descubrimiento se atribuye a James Chadwick, quien observó que al bombardear placas de berilio con partículas alfa, estas placas emitían unas partículas, que a su vez se hacían chocar contra un bloque de parafina, ocasionando un desprendimiento de protones en este. Este hecho hacía pensar que su masa debía ser similar a la de los protones. Además, estas partículas no se desviaban por la presencia de campos eléctricos, luego debían ser neutras, por lo que se las llamó neutrones. Actualmente se calcula que la masa de un neutrón es 1,675 x 10-24 gramos.

Estos descubrimientos llevaron a describir al átomo como la unidad estructural de la materia, formada por tres subpartículas básicas: protones, neutrones y electrones.

Otras partículas subatómicas

Con el descubrimiento del neutrón se pensó que la estructura de los átomos había sido dilucidada en su mayor parte. Sin embargo, la historia apenas comenzaba. En 1932, Carl David Anderson (1905-1991) descubrió el positrón, con lo cual abrió las puertas a todo un panorama de nuevas partículas (más de 200 diferentes), que si bien forman parte de la materia ordinaria, se producen y desaparecen durante algunas reacciones que tienen lugar en condiciones muy especiales, obtenidas en laboratorios

especializados y frecuentemente con una vida efímera.

Modelo planetario de Bohr

Con el fin de dar solución a las inconsistencias que presentaba el modelo atómico de Rutherford, el físico danés Niels Bohr propuso, en 1913, que los electrones deberían moverse alrededor del núcleo a gran velocidad y siguiendo órbitas bien definidas.

HISTORIA DE LA QUÍMICA

Las primeras manifestaciones del ser humano relativas a la química se relacionan con actividades prácticas, como la cocción de alimentos y la metalurgia. Para el año 1200 a. de C. egipcios y babilonios habían alcanzado gran perfección en la aplicación de estas técnicas, siendo maestros en el manejo del vidrio y de metales como el oro, la plata y el hierro. No obstante, estos pueblos dieron poca importancia a la elaboración de una base teórica que soportara estos quehaceres cotidianos.

En el siglo VI a. de C. surgen en Grecia las primeras teorías sobre la composición de la materia, gracias a filósofos como Tales de Mileto (625-545 a. de C.) y Anaximandro (611-547 a. de C.). Sus ideas fueron retomadas más tarde por Aristóteles (383-322 a. de C.) en la denominada teoría de los cuatro elementos, según la cual, tierra, agua, aire y fuego, al combinarse conformaban la materia y definían las cualidades fundamentales de los cuerpos. Años después, en el siglo V a. de C., Demócrito y Leucipo propusieron que la materia estaba compuesta por unas partículas mínimas indivisibles, a las que llamaron átomos.

La alquimia (500-1600 d. de C.)

Como resultado de la fusión entre el dominio técnico de los egipcios y la elaboración teórica y fi losófi ca de los griegos, surgió la alquimia. Los alquimistas, a diferencia de sus predecesores, no solo

deseaban comprender el mundo natural, sino que además buscaban la perfección en sí mismos. Este ideal se hallaba materializado en el oro. Por ello, los alquimistas encaminaron gran parte de sus esfuerzos a la manipulación de los metales y de un sinnúmero de sustancias con capacidad para interactuar con éstos y especialmente a la búsqueda de la piedra filosofal, compuesto mágico que podía transformar los metales en oro, así como proporcionar la eterna juventud.

Por esta senda, desarrollaron y perfeccionaron diversos instrumentos y métodos, los cuales han llegado a nosotros a través de términos como alcohol, baño de María, alambique, destilación y sublimación.

Surgimiento de la química moderna

Para los hombres de ciencia del siglo XVIII, la teoría de los cuatro elementos ya no era suficiente para explicar la composición y el comportamiento de la materia. Por ejemplo, los avances en el conocimiento de los gases ponían en duda que el aire fuera un elemento en lugar de un conjunto de diferentes sustancias.

Era una época en la que nada se daba por sentado, todo debía ser medido, pesado y comprobado. El representante más destacado de esa tendencia fue el químico francés Antoine Lavoisier (1743-1794), quien sentó las bases de la química moderna, al establecer que la materia no se crea ni se destruye, sino que se transforma, y demostrar que el aire, el agua y el fuego no eran elementos.

Siglos XIX y XX

Durante el siglo XIX la investigación en química se centró en dilucidar la naturaleza de la materia. Así, John Dalton (1766-1844) presenta la primera propuesta consistente sobre la estructura atómica, que luego es complementada por Ernest Rutherford (1871-1937) (fi gura 3), con lo cual empieza a entreverse que el átomo se compone de partículas más pequeñas y que no es indivisible, como lo indica su nombre. Basado en estos trabajos, Niels Bohr (1885-1962) propone el sistema planetario del

átomo, modelo precursor del aceptado actualmente. Basado en todo el conocimiento acumulado sobre los elementos químicos, Dimitri Mendeleiev (1834-1907) organiza la tabla periódica de los  elementos, con base en sus pesos atómicos. 

El siglo XX es un período de grandes cambios. En 1905, Albert Einstein (1879-1955) presenta la teoría de la relatividad, con lo cual sacude las bases teóricas de la física y la química. En las primeras décadas del siglo, los esposos Marie y Pierre Curie estudian el fenómeno de la radiactividad y descubren dos nuevos elementos: el radio y el polonio. En la segunda mitad del siglo XX la atención de los químicos se enfoca hacia el estudio de las partículas subatómicas y la fabricación sintética de diversos materiales, como los plásticos y los superconductores. Finalmente, el misterio de la vida encabeza las investigaciones en genética y biología molecular. Así, en 1953, Francis Crick y James Watson resuelven la estructura tridimensional de la molécula de ADN (ácido desoxirribonucleico), base para comprensión del lenguaje de la vida. Posteriormente, en 1996, es presentado al mundo el primer organismo clonado. Es así como la humanidad recibe el siglo XXI con un complejo pero inevitable conflicto ético relacionado con el papel de la ciencia en la sociedad.

Aportes de Lavoisier

El trabajo de científicos como Carl Wilhelm Scheele (1742-1786), Joseph Priestley (1733-1804) y el mismo Lavoisier permitieron reconocer que el aire no era más que una mezcla de varios gases, y fue Lavoisier quien descubrió que uno de ellos (al que llamó oxígeno) era el responsable de la combustión.

Al llevar a cabo numerosas reacciones de combustión en recipientes cerrados donde nada podía entrar ni salir (en especial, el aire) y al registrar cuidadosa y meticulosamente la masa de las sustancias empleadas, Lavoisier observó que, sin importar qué material quemara dentro de sus recipientes, la masa, antes y después de la combustión, permanecía sin variación.

A partir de sus experimentos, Lavoisier encontró que estas observaciones no sólo pueden aplicarse a las reacciones de combustión, sino que pueden extenderse a toda transformación química. Con base en estas observaciones, propuso una generalización que se conoció como el principio de conservación de la masa, que después se convirtió en la Ley de conservación de la materia. Esta ley establece que durante una transformación química, sea una combustión o cualquier otra, la masa total de las sustancias es la misma antes y después de que ocurra la transformación. Esta ley suele enunciarse así: “La materia no no se crea ni se destruye, sólo se transforma”.

Obtenido de:

Ciencias 3. Química. Armando Marín Becerra y Ana Sofía Varela Gasque. México : Correo del Maestro, 2014.
Hipertexto Santillana. Química. 2010 EDITORIAL SANTILLANA S.A.