Química
Química (palabra que podría provenir de los términos griegos χημία o χημεία, quemia y quemeia respectivamente)1 es la ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.2 Es definida, en tanto, por Linus Pauling, como la ciencia que estudia las sustancias, su estructura (tipos y formas de acomodo de los átomos), sus propiedades y las reacciones que las transforman en otras sustancias.3
La química moderna se desarrolló a partir de la alquimia, una práctica protocientífica de carácter filosófico, que combinaba elementos de la química, la metalurgia, la física, la medicina, la biología, entre otras ciencias y artes. Esta fase termina al ocurrir la llamada, Revolución de la química, basada en la ley de conservación de la materia y la teoría de la combustión por oxígeno postuladas por el científico francés, Antoine Lavoisier.4
Las disciplinas de la química se agrupan según la clase de materia
bajo estudio o el tipo de estudio realizado. Entre éstas se tienen la química inorgánica, que estudia la materia inorgánica; la química orgánica, que estudia la materia orgánica; la bioquímica, que estudia las substancias existentes en organismos biológicos; la fisicoquímica, que comprende los aspectos energéticos de sistemas químicos a escalas macroscópicas, moleculares y atómicas, o la química analítica, que analiza muestras de materia y trata de entender su composición y estructura.
Etimología
La palabra química procede de la palabra «alquimia»,
un antiguo conjunto de prácticas protocientíficas que abarcaba diversos
elementos de la actual ciencia, además de otras disciplinas muy
variadas como la metalurgia, la astronomía, la filosofía, el misticismo o
la medicina.6
La alquimia, practicada al menos desde alrededor del año 330, además de
buscar la fabricación de oro estudiaba la composición de las aguas, la
naturaleza del movimiento, del crecimiento, de la formación de los
cuerpos y su descomposición, la conexión espiritual entre los cuerpos y
los espíritus.7
Un alquimista solía ser llamado en lenguaje cotidiano «químico», y
posteriormente se denominaría química al arte que practicaba.
A su vez alquimia deriva de la palabra árabe al-kīmīā (الکیمیاء). En origen el término fue un préstamo tomado del griego, de las palabras χημία o χημεία (quemia y quemeia respectivamente).1 8 La primera podría tener origen egipcio. Muchos creen que al-kīmīā deriva de χημία, que a su vez deriva de la palabra Chemi o Kimi, que es el nombre antiguo de Egipto en egipcio.1 La otra alternativa es que al-kīmīā derivara de χημεία, que significa «fusionar».
Definición
La definición de química ha cambiado a través del tiempo a medida que
nuevos descubrimientos se han añadido a la funcionalidad de esta
ciencia. El término «química», a vista del reconocido científico Robert Boyle, en 1661, se trataba del área que estudiaba los principios de los cuerpos mezclados.10
En 1663, química se definía como un arte científico por el cual se
aprende a disolver cuerpos, obtener de ellos las diferentes substancias
de su composición, y como unirlos después para alcanzar un nivel mayor
de perfección. Esto según el químico Christopher Glaser.11
La definición de 1730 para la palabra química, usada por Georg Ernst
Stahl, era el arte de entender el funcionamiento de las mezclas,
compuestos, o cuerpos hasta sus principios básicos; y luego volver a
componer esos cuerpos a partir de esos mismos principios.12
En 1837, Jean-Baptiste Dumas, consideró la palabra química para
referirse a la ciencia que se preocupaba de la leyes y efectos de las
fuerzas moleculares.13
Esta definición luego evolucionaría hasta que, en 1947, se le denominó
la ciencia que se preocupaba de las substancias: su estructura, sus
propiedades y las reacciones que las transforman en otras substancias
(caracterización dada por Linus Pauling).14
Más recientemente, en 1988, la definición de química fue ampliada
para ser «el estudio de la materia y los cambios que implica», esto, en
palabras del profesor Raymond Chang.
Historia
Las primeras civilizaciones, como los egipcios18
y los babilónicos, concentraron un conocimiento práctico en lo que
concierne a las artes relacionadas con la metalurgia, cerámica y tintes,
sin embargo, no desarrollaron teorías complejas sobre sus
observaciones.
Hipótesis básicas emergieron de la antigua Grecia con la teoría de
los cuatro elementos propuesta por Aristóteles. Esta postulaba que el
fuego, aire, tierra y agua, eran los elementos fundamentales por los
cuales todo está formado como mezcla. Los atomicistas griegos datan del
año 440 A.C, en manos de filósofos como Demócrito y Epicuro. En el año
50 Antes de Cristo, el filósofo romano Lucrecio, expandió la teoría en
su libro De Rerum Natura (En la naturaleza de las cosas)19 20
Al contrario del concepto moderno de atomicismo, esta teoría
primitiva estaba enfocada más en la naturaleza filosófica de la
naturaleza, con un interés menor por las observaciones empíricas y sin
interés por los experimentos químicos.21
En el mundo Helénico la Alquimia en principio proliferó, en
combinación con la magia y el ocultismo, como una forma de estudio de
las substancias naturales para transmutarlas en oro y descubrir el
elixir de la eterna juventud.22
La Alquimia fue descubierta y practicada ampliamente en el mundo árabe
después de la conquista de los musulmanes, y desde ahí, fue
difuminándose hacia todo el mundo medieval y la Europa Renacentista a
través de las traducciones latinas.23
Química como ciencia
Bajo la influencia de los nuevos métodos empíricos propuestas por Sir
Francis Bacon, Robert Boyle, Robert Hooke, John Mayow, entre otros,
comenzaron a remodelarse las viejas tradiciones acientiíficas en una
disciplina científica. Boyle, en particular, es considerado como el
padre fundador de la química debido a su trabajo más importante, «El
Químico Escéptico» donde se hace la diferenciación entre las
pretensiones subjetivas de la alquimia y los descubrimientos científicos
empíricos de la nueva química.24
Él formuló la ley de Boyle, rechazó los «cuatro elementos» y propuso
una alternativa mecánica de los átomos y las reacciones químicas las
cuales podrían ser objeto de experimentación rigurosa, demostrándose o
siendo rebatidas de manera científica.25
La teoría del flogisto
(una substancia que, suponían, producía toda combustión) fue propuesta
por el alemán Georg Ernst Stahl en el siglo XVIII y solo fue rebatida
hacia finales de siglo por el químico francés Antoine Lavoisier, quien
dilucido el principio de conservación de la masa y desarrollo un nuevo
sistema de nomenclatura química utilizada para el día de hoy.26
Antes del trabajo de Lavoisier, sin embargo, se han hecho muchos
descubrimientos importantes, particularmente en lo que se refiere a lo
relacionado con la naturaleza de "aire", que se descubrió, que se
compone de muchos gases diferentes. El químico escocés Joseph Black (el
primer químico experimental) y el holandés J. B. van Helmont
descubrieron dióxido de carbono, o lo que Black llamaba "aire fijo" en
1754; Henry Cavendish descubre el hidrógeno y dilucida sus propiedades.
Finalmente, Joseph Priestley e, independientemente, Carl Wilhelm Scheele
aislan oxígeno puro.
El científico Inglés John Dalton propone en 1803 la teoría moderna de
los átomos en su libro, «La Teoría Atómica», donde postula que todas
las substancias están compuestas de "átomos" indivisibles de la materia y
que los diferentes átomos tienen diferentes pesos atómicos.
El desarrollo de la teoría electroquímica de combinaciones químicas
se produjo a principios del siglo XIX como el resultado del trabajo de
dos científicos en particular, J. J. Berzelius y Humphry Davy, gracias a
la invención, no hace mucho, de la pila voltaica por Alessandro Volta.
Davy descubrió nueve elementos nuevos, incluyendo los metales alcalinos
mediante la extracción de ellos a partir de sus óxidos con corriente
eléctrica.27
El Británico William Prout propuso el ordenar a todos los elementos
por su peso atómico, ya que todos los átomos tenían un peso que era un
múltiplo exacto del peso atómico del hidrógeno. J. A. R.
Newlands ideó una primitiva tabla de los elementos, que luego se
convirtió en la tabla periódica moderna creada por el alemán Julius
Lothar Meyer y el ruso Dmitri Mendeleev en 1860.28
Los gases inertes, más tarde llamados gases nobles, fueron descubiertos
por William Ramsay en colaboración con Lord Rayleigh al final del
siglo, llenando por lo tanto la estructura básica de la tabla.
La química orgánica ha sido desarrollada por Justus von Liebig y
otros luego de que Friedrich Wohler sintetizara urea, demostrando que
los organismos vivos eran, en teoría, reducibles a terminología química29
Otros avances cruciales del siglo XIX fueron: la comprensión de los
enlaces de valencia (Edward Frankland,1852) y la aplicación de la
termodinámica a la química (J. W. Gibbs y Svante Arrhenius, 1870).
Estructura Química
Llegado el siglo XX los fundamentos teóricos de la química fueron
finalmente entendidos debido a una serie de descubrimientos que tuvieron
éxito en comprobar la naturaleza de la estructura interna de los
átomos. En 1897, J. J. Thomson, de la Universidad de Cambridge,
descubrió el electrón y poco después el científico francés Becquerel,
así como la pareja de Pierre y Marie Curie investigó el fenómeno de la
radiactividad. En una serie de experimentos de dispersión, Ernest
Rutherford, en la Universidad de Mánchester, descubrió la estructura
interna del átomo y la existencia del protón, clasificando y explicando
los diferentes tipos de radiactividad, y con éxito, transmuta el primer
elemento mediante el bombardeo de nitrógeno con partículas alfa.
El trabajo de Rutheford en la estructura atómica fue mejorado por sus
estudiantes, Niels Bohr y Henry Mosley. La teoría electrónica de los
enlaces químicos y orbitales moleculares fue desarrollado por los
científicos americanos Linus Pauling y Gilbert N. Lewis.
El año 2011 fue declarado por las Naciones Unidas como el Año Internacional de la Química.30
Esta iniciativa fue impulsada por la Unión Internacional de Química
Pura y Aplicada, en conjunto con la Organización de las Naciones Unidas
para la Educación, la Ciencia y la Cultura. Se celebró por medio de las
distintas sociedades de químicos, académicos e instituciones de todo el
mundo y se basó en iniciativas individuales para organizar actividades
locales y regionales.
Conceptos fundamentales
Partículas
Los átomos son las partes más pequeñas de un elemento (como el carbono, el hierro o el oxígeno).
Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma estructura
electrónica (responsable ésta de la mayor parte de las características
químicas), y pueden diferir en la cantidad de neutrones (isótopos). Las moléculas son las partes más pequeñas de una sustancia (como el azúcar), y se componen de átomos enlazados entre sí. Si tienen carga eléctrica, tanto átomos como moléculas se llaman iones: cationes si son positivos, aniones si son negativos.
El mol se usa como contador de unidades, como la docena (12) o el millar (1000), y equivale a 
. Se dice que 12 gramos de carbono o un gramo de hidrógeno o 56 gramos de hierro contienen aproximadamente un mol de átomos (la masa molar
de un elemento está basada en la masa de un mol de dicho elemento). Se
dice entonces que el mol es una unidad de cambio. El mol tiene relación
directa con el número de Avogadro. El número de Avogadro fue estimado para el átomo de carbono por el químico y físico italiano Carlo Amedeo Avogadro,
Conde de Quarequa e di Cerreto. Este valor, expuesto anteriormente,
equivale al número de partículas presentes en 1 mol de dicha sustancia:
. Se dice que 12 gramos de carbono o un gramo de hidrógeno o 56 gramos de hierro contienen aproximadamente un mol de átomos (la masa molar
de un elemento está basada en la masa de un mol de dicho elemento). Se
dice entonces que el mol es una unidad de cambio. El mol tiene relación
directa con el número de Avogadro. El número de Avogadro fue estimado para el átomo de carbono por el químico y físico italiano Carlo Amedeo Avogadro,
Conde de Quarequa e di Cerreto. Este valor, expuesto anteriormente,
equivale al número de partículas presentes en 1 mol de dicha sustancia:
Dentro de los átomos pueden existir un núcleo atómico y uno o más electrones.
Los electrones son muy importantes para las propiedades y las
reacciones químicas. Dentro del núcleo se encuentran los neutrones y los
protones. Los electrones se encuentran alrededor del núcleo. También se
dice que el átomo es la unidad básica de la materia con características
propias. Está formado por un núcleo, donde se encuentran protones.
De los átomos a las moléculas
Los enlaces
son las uniones entre átomos para formar moléculas. Siempre que existe
una molécula es porque ésta es más estable que los átomos que la forman
por separado. A la diferencia de energía entre estos dos estados se le denomina energía de enlace.
Generalmente los átomos se combinan en proporciones fijas para generar moléculas. Por ejemplo, dos átomos de hidrógeno se combinan con uno de oxígeno para dar una molécula de agua. Esta proporción fija se conoce como estequiometría.
Orbitales
Para una descripción y comprensión detalladas de las reacciones
químicas y de las propiedades físicas de las diferentes sustancias, es
muy útil su descripción a través de orbitales, con ayuda de la química cuántica.
Un orbital atómico es una función matemática que describe la disposición de uno o dos electrones en un átomo. Un orbital molecular es el análogo en las moléculas.
En la teoría del orbital molecular la formación del enlace covalente se debe a una combinación matemática de orbitales atómicos (funciones de onda)
que forman orbitales moleculares, llamados así por que pertenecen a
toda la molécula y no a un átomo individual. Así como un orbital atómico
(sea híbrido o no) describe una región del espacio que rodea a un átomo
donde es probable que se encuentre un electrón, un orbital molecular
describe también una región del espacio en una molécula donde es más
factible que se hallen los electrones.
Al igual que un orbital atómico, un orbital molecular tiene un
tamaño, una forma y una energía específicos. Por ejemplo, en la molécula
de hidrógeno molecular se combinan dos orbitales atómicos, ocupado cada
uno por un electrón. Hay dos formas en que puede presentarse la
combinación de orbitales: aditiva y substractiva. La combinación aditiva
produce la formación de un orbital molecular que tiene menor energía y
que presenta una forma casi ovalada, mientras que la combinación
substractiva conduce a la formación de un orbital molecular con mayor
energía y que genera un nodo entre los núcleos.
De los orbitales a las sustancias
Los orbitales son funciones matemáticas para describir procesos
físicos: un orbital únicamente existe en el sentido matemático, como
pueden existir una suma, una parábola o una raíz cuadrada. Los átomos y las moléculas son también idealizaciones y simplificaciones: un átomo y una molécula solo existen en el vacío, y en sentido estricto una molécula solo se descompone en átomos si se rompen todos sus enlaces.
En el "mundo real" únicamente existen los materiales y las sustancias. Si se confunden los objetos reales con los modelos teóricos que se usan para describirlos, es fácil caer en falacias lógicas.
Disoluciones
En agua, y en otros disolventes (como la acetona o el alcohol), es posible disolver sustancias, de forma que quedan disgregadas en las moléculas o en los iones que las componen (las disoluciones son transparentes). Cuando se supera cierto límite, llamado solubilidad, la sustancia ya no se disuelve, y queda, bien como precipitado en el fondo del recipiente, bien como suspensión, flotando en pequeñas partículas (las suspensiones son opacas o traslúcidas).
Se denomina concentración a la medida de la cantidad de soluto por unidad de cantidad de disolvente.
Medida de la concentración
La concentración de una disolución se puede expresar de diferentes
formas, en función de la unidad empleada para determinar las cantidades
de soluto y disolvente. Las más usuales son:
- g/l (gramos por litro) razón soluto/disolvente o soluto/disolución, dependiendo de la convención
- % p/p (concentración porcentual en peso) razón soluto/disolución
- % V/V (concentración porcentual en volumen) razón soluto/disolución
- M (molaridad) razón soluto/disolución
- N (normalidad) razón soluto/disolución
- m (molalidad) razón soluto/disolvente
- x (fracción molar)
- ppm (partes por millón) razón soluto/disolución
Acidez
El pH es una escala logarítmica para describir la acidez de una disolución acuosa. Los ácidos, como por ejemplo el zumo de limón y el vinagre, tienen un pH bajo (inferior a 7). Las bases, como la sosa o el bicarbonato de sodio, tienen un pH alto (superior a 7).
El pH se calcula mediante la siguiente ecuación:
![pH= -\log a_{H^+} \approx -\log [H^+]\,](http://upload.wikimedia.org/math/a/c/4/ac4dad8f18c628b37c90eccb2bb4b8cb.png)
donde 
es la actividad de iones hidrógeno en la solución, la que en soluciones diluidas es numéricamente igual a la molaridad de iones hidrógeno ![[H^+]\,](http://upload.wikimedia.org/math/1/e/f/1ef3bcce90c20f8119eebc5d3fa164a5.png)
que cede el ácido a la solución.
es la actividad de iones hidrógeno en la solución, la que en soluciones diluidas es numéricamente igual a la molaridad de iones hidrógeno que cede el ácido a la solución.- una solución neutral (agua ultra pura) tiene un pH de 7, lo que implica una concentración de iones hidrógeno de 10-7 M;
- una solución ácida (por ejemplo, de ácido sulfúrico)tiene un pH < 7, es decir, la concentración de iones hidrógeno es mayor que 10-7 M;
- una solución básica (por ejemplo, de hidróxido de potasio) tiene un pH > 7, o sea que la concentración de iones hidrógeno es menor que 10-7 M.
Formulación y nomenclatura
La IUPAC, un organismo internacional, mantiene unas reglas para la formulación y nomenclatura química. De esta forma, es posible referirse a los compuestos químicos de forma sistemática y sin equívocos.
Mediante el uso de fórmulas químicas es posible también expresar de forma sistemática las reacciones químicas, en forma de ecuación química.
Por ejemplo:
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