La Química y su Objeto de Estudio

La química es la ciencia que estudia la materia, los cambios que experimenta y las variaciones de energía que acompañan estos cambios. Es una ciencia natural que se encuentra presente en todos los aspectos de nuestra vida. Estudia los fenómenos de la naturaleza, la composición de la materia, posee un lenguaje propio, utiliza herramientas específicas, y los científicos que la practican realizan experimentos en el laboratorio para resolver problemas y generar nuevos conocimientos.

Dentro de la química, podemos distinguir dos ramas principales:

• **Química pura:** Se enfoca en comprender y explicar los fenómenos naturales.
• **Química aplicada:** Realiza investigaciones para resolver problemas concretos.

La Materia y sus Propiedades

**Materia:** Todo lo que ocupa lugar en el espacio, posee masa, peso y volumen, y la captamos a través de nuestros sentidos.

Para estudiar la materia, se utilizan los **sistemas materiales**, que son porciones de materia que se aíslan para su análisis.

Las propiedades de la materia se clasifican en:

• **Intensivas:** No dependen de la cantidad de materia. Incluyen propiedades organolépticas (olor, color, sabor, textura) y constantes físicas como los puntos de fusión y ebullición.
• **Extensivas:** Dependen de la cantidad de materia. Incluyen la masa (cantidad de materia de un cuerpo), el peso (fuerza con que la Tierra atrae a los cuerpos) y el volumen (lugar que ocupa un cuerpo).

Modelos Atómicos

El Concepto de Átomo

Demócrito, un filósofo griego, postuló que la materia estaba formada por innumerables partículas indivisibles a las que llamó **átomos**.

Un **modelo** es una representación física, descripción o dibujo que se diseña para explicar un fenómeno. En ciencia, los modelos deben permitir hacer predicciones explícitas y precisas del fenómeno y tener sentido en el contexto de la disciplina.

El éxito de un modelo científico se mide por su capacidad para explicar y predecir fenómenos. Los modelos se prueban mediante experimentos repetidos y rediseñados para comparar los resultados con los fenómenos naturales.

Evolución de los Modelos Atómicos

Modelo de Thompson

Confirmó la presencia de **electrones**. Describió el átomo como una esfera maciza positiva con electrones dispersos en su interior de forma irregular.

Modelo de Rutherford

Propuso que el átomo está formado por un pequeño **núcleo** constituido por **protones** y, fuera de este, **electrones** girando en un gran espacio vacío.

Modelo de Bohr

Postuló que los electrones del átomo se asocian con determinados niveles de energía. Cuando el átomo absorbe energía, un electrón pasa de un nivel energético inferior a otro superior. Luego, al ser atraído por la carga positiva del núcleo, regresa a su órbita emitiendo energía en forma de radiación. Introdujo el concepto de **cuantos de energía**, ya que los electrones solo pueden poseer valores determinados de energía. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares denominadas **niveles de energía** o **niveles estacionarios**.

Teoría Atómica Actual

Describe el átomo como compuesto por **protones** (carga positiva), **neutrones** (sin carga) y **electrones** (carga negativa). El núcleo está formado por protones y neutrones, que son las partículas responsables de la masa del átomo. En la zona extranuclear se encuentran los electrones, ubicados a diferentes distancias del núcleo en determinados niveles de energía. Cada nivel admite un número determinado de electrones, según la fórmula 2n², donde n es el número del nivel.

Conceptos Fundamentales de la Teoría Atómica

Iones

Un átomo es eléctricamente neutro, pero puede adquirir carga positiva o negativa al ganar o perder electrones. Un **ion** es un átomo o grupo de átomos que posee carga eléctrica. Los **aniones** tienen carga negativa y los **cationes** tienen carga positiva.

Principio de Incertidumbre

Establece que no es posible determinar con exactitud, en forma simultánea, la velocidad y la ubicación de una partícula en movimiento.

Números Cuánticos

Definen el tamaño, la forma y la orientación del orbital en el que se ubica cada electrón del átomo. Se utilizan cuatro números cuánticos:

• **Número cuántico principal (n):** Indica el nivel de energía del electrón.
• **Número cuántico azimutal o secundario (l):** Indica el subnivel de energía del electrón (s, p, d, f).
• **Número cuántico magnético (m):** Indica la orientación del orbital en el espacio.
• **Número cuántico de espín (ms):** Indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje.

Orbitales Atómicos

Un **orbital atómico** es la región del espacio alrededor del núcleo donde es mayor la probabilidad de encontrar un electrón.

Principio de Exclusión de Pauli

Establece que dos electrones de un mismo átomo no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en cada orbital solo puede haber dos electrones con espines opuestos.

Configuración Electrónica

Es la representación simbólica que muestra cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles y subniveles de energía de un átomo.

Regla de Hund

Establece que la distribución electrónica más estable en los orbitales p, d o f es aquella que tenga el mayor número de electrones desapareados.

Carga Eléctrica del Átomo

La carga eléctrica de un átomo depende de la cantidad de electrones y protones que posea. Si un átomo pierde electrones, se **oxida** y adquiere carga positiva. Si gana electrones, se **reduce** y adquiere carga negativa.