La química es una ciencia fundamental que se relaciona estrechamente con otras disciplinas como la biología, la física, la medicina, la ingeniería y la ecología, ya que estudia la composición, estructura y transformación de la materia. Gracias a estas conexiones, la química permite entender fenómenos naturales, desarrollar medicamentos, crear nuevos materiales y mejorar procesos industriales.

• En los alimentos que comemos (aditivos, conservación, nutrientes).

• En la limpieza (jabones, desinfectantes, detergentes).

• En la salud (medicamentos, vacunas, productos de cuidado personal).

• En la tecnología (baterías, plásticos, pinturas, combustibles).

• En el medio ambiente (tratamiento de aguas, reciclaje, energías limpias).

Gracias a esta ciencia, nuestra calidad de vida mejora constantemente, y su relación con otras áreas permite soluciones más efectivas y sostenibles.

Son transformaciones que no alteran la composición química de la sustancia.
La materia sigue siendo la misma, solo cambia su forma, estado o apariencia.

🔹 Ejemplos:

• Derretir hielo (cambio de sólido a líquido).

• Romper papel.

• Disolver sal en agua.

⚗️ Cambios químicos

Son procesos en los que la materia se transforma en una sustancia diferente, con una nueva composición química.
Se forman nuevos productos y es un cambio irreversible en muchos casos.

🔹 Ejemplos:

• Oxidación del hierro (cuando se forma óxido).

• Combustión de la madera.

• Digestión de los alimentos.

• Sólido → Líquido (fusión): requiere absorción de calor.

• Líquido → Gas (vaporización): requiere más energía.

• Gas → Líquido (condensación): libera energía.

• Líquido → Sólido (solidificación): también libera energía.

🔬 Teoría atómica de Dalton

Dalton propuso que toda la materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos, y presentó los siguientes postulados:

1. La materia está compuesta por átomos:
   Los átomos son partículas extremadamente pequeñas e indivisibles.

2. Los átomos de un mismo elemento son iguales:
   Tienen la misma masa, tamaño y propiedades.

3. Los átomos de diferentes elementos son distintos:
   Cada elemento tiene átomos con masa y propiedades diferentes.

4. Los átomos no se crean ni se destruyen:
   En las reacciones químicas, los átomos solo se reorganizan.

5. Los compuestos se forman por la unión de átomos de diferentes elementos en proporciones fijas y sencillas.

• Representación: Dalton imaginó al átomo como una esfera maciza, indivisible e inmutable, parecida a una bola de billar.

• Sin partes internas: En su modelo, no hay protones, neutrones ni electrones (porque aún no se conocían).

Aunque fue muy básico, Dalton sentó las bases de la química moderna. Su modelo explicó muchas leyes como:

• La ley de conservación de la masa (Lavoisier)

• La ley de las proporciones definidas (Proust)

Contexto histórico:
Joseph John Thomson descubrió el electrón en 1897 mediante experimentos con tubos de rayos catódicos. A partir de este hallazgo, propuso un nuevo modelo atómico que rompía con el modelo de Dalton (que suponía al átomo como una esfera indivisible).

Contexto:
Después de descubrir el electrón mediante experimentos con tubos de rayos catódicos, J. J. Thomson propuso un nuevo modelo atómico para explicar la estructura de la materia.

🧪 Postulados de la teoría de Thomson

1. El átomo es una esfera con carga positiva:

   • Toda la masa y carga positiva del átomo está uniformemente distribuida como una especie de “gelatina positiva”.

2. Electrones incrustados:

   • Los electrones (carga negativa) están incrustados dentro de la esfera positiva, como “pasas en un pudín” o “frutas en un pastel”.

3. El átomo es eléctricamente neutro:

   • La carga positiva total equilibra la carga negativa de los electrones, manteniendo el átomo neutro.

4. Primera inclusión de partículas subatómicas:

   • Fue el primer modelo que reconoció que el átomo no era indivisible, como decía Dalton, sino que tenía partes más pequeñas (electrones).

Contexto histórico:
Ernest Rutherford realizó el experimento de la lámina de oro en 1909 junto con Hans Geiger y Ernest Marsden, y en 1911 propuso un nuevo modelo atómico basado en sus resultados.

Contexto histórico:
Ernest Rutherford, tras realizar el experimento de la lámina de oro en 1909, propuso un nuevo modelo atómico en 1911, que corrigió el modelo de Thomson.

🔬 Principales ideas de la teoría de Rutherford

1. El átomo tiene un núcleo pequeño y denso:

   • La carga positiva y casi toda la masa del átomo están concentradas en una región central: el núcleo.

2. El resto del átomo es espacio vacío:

   • Los electrones giran alrededor del núcleo y la mayor parte del átomo está vacía.

3. Electrones en órbita:

   • Los electrones (negativos) giran en torno al núcleo (positivo), atraídos por la fuerza eléctrica.

4. El átomo es neutro:

   • La carga positiva del núcleo es igual a la carga negativa total de los electrones

Contexto histórico:
Niels Bohr mejoró el modelo de Rutherford utilizando ideas de la teoría cuántica de Max Planck. Su modelo explicó por primera vez por qué los electrones no caen al núcleo y los espectros de emisión de los átomos, especialmente el del hidrógeno.

Contexto histórico:
Bohr basó su modelo en el de Rutherford, pero lo mejoró utilizando conceptos de la teoría cuántica de Planck, especialmente para explicar el comportamiento de los electrones y los espectros de luz del hidrógeno.

🧠 Importancia de la teoría de Bohr

• Explicó por primera vez:

  • La estabilidad del átomo.

  • Los espectros de emisión del hidrógeno.

• Introdujo la idea de la cuantización de la energía en los átomos.

• Fue un puente entre la física clásica y la cuántica.

También llamado modelo mecánico-cuántico del átomo, fue propuesto por Erwin Schrödinger basándose en los principios de la mecánica cuántica.

También conocida como el modelo mecánico-cuántico del átomo, es el modelo atómico más aceptado actualmente.

🧠 Principales ideas de la teoría de Schrödinger

1. Electrones como ondas:

   • Schrödinger propuso que los electrones no se comportan solo como partículas, sino también como ondas (inspirado por De Broglie).

2. Ecuación de Schrödinger:

   • Desarrolló una ecuación matemática que describe el comportamiento del electrón como una onda en el átomo.

   • Esta ecuación permite calcular las regiones del espacio donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón.

3. Orbitales atómicos:

   • En lugar de órbitas fijas (como en Bohr), introdujo el concepto de orbitales: regiones del espacio donde probablemente se encuentra un electrón.

   • Los orbitales tienen formas específicas: s (esférico), p (lobular), d, f, etc.

4. Modelo probabilístico:

   • No se puede conocer la posición exacta del electrón, solo la probabilidad de encontrarlo en cierta zona (esto se relaciona con el principio de incertidumbre de Heisenberg)

De Broglie no propuso un modelo completo del átomo como Bohr o Schrödinger, pero hizo una aportación revolucionaria que cambió la forma en que entendemos a las partículas subatómicas.

1. Electrones como ondas:

   • De Broglie propuso que los electrones (y todas las partículas) tienen un comportamiento dual: pueden comportarse como partículas y como ondas.

   • Antes, se pensaba que solo la luz tenía esa dualidad (según Einstein y Planck).

2. Longitud de onda asociada:

   • De Broglie formuló una ecuación para calcular la longitud de onda (λ) de cualquier partícula:

     λ=hp=hmv\lambda = \frac{h}{p} = \frac{h}{mv}λ=ph​=mvh​

   • Donde:

     • λ\lambdaλ = longitud de onda

     • hhh = constante de Planck

     • mmm = masa de la partícula

     • vvv = velocidad

3. Implicación atómica:

   • Si los electrones tienen propiedades de onda, entonces pueden formar “ondas estacionarias” alrededor del núcleo en ciertas órbitas, lo que ayuda a explicar por qué solo algunas órbitas están permitidas (idea que inspiró y apoyó a Bohr y Schrödinger).

Aunque no dibujó un modelo, su teoría cambió cómo entendemos el comportamiento de los electrones en el átomo.

⚛ "Modelo" Atómico de Heisenberg (1927)

Aunque no dibujó un modelo, su teoría cambió cómo entendemos el comportamiento de los electrones en el átomo.

Heisenberg no propuso un modelo atómico con forma o estructura como Bohr o Schrödinger, pero hizo un aporte fundamental a la comprensión del átomo desde la mecánica cuántica.🧠 Principio de Incertidumbre de Heisenberg

1. Postulado principal:

   • Es imposible conocer con exactitud, al mismo tiempo, la posición y la velocidad (cantidad de movimiento) de un electrón u otra partícula subatómica.

   Δx⋅Δp≥h4π\Delta x \cdot \Delta p \geq \frac{h}{4\pi}Δx⋅Δp≥4πh​

   Donde:

   • Δx\Delta xΔx = incertidumbre en la posición

   • Δp\Delta pΔp = incertidumbre en el momento (masa × velocidad)

   • hhh = constante de Planck

2. Implicación para los modelos atómicos:

   • Los electrones no siguen trayectorias definidas como en los modelos de Bohr o Rutherford.

   • En lugar de "órbitas", hablamos de regiones de probabilidad (llamadas orbitales), como en el modelo de Schrödinger.

Son partículas emitidas por núcleos atómicos inestables durante procesos de desintegración radiactiva. Se producen naturalmente (en elementos como el uranio o radio) o artificialmente (en reactores nucleares).

Estas partículas forman parte de lo que se conoce como radiación nuclear.

El núcleo inestable del átomo cambia emitiendo una o más de estas partículas, y se transforma en otro elemento más estable. Ejemplos:

• Uranio-238 emite partículas alfa y se convierte en torio-234.

• Carbono-14 emite una beta negativa y se convierte en nitrógeno-14.

• Medicina: radioterapia, diagnóstico por imagen.

• Energía: reactores nucleares.

• Investigación científica.

• Detectores de humo y datación por carbono-14.

⚠️ Precaución:

• La radiación puede ser peligrosa en altas dosis, ya que puede dañar células y ADN.

• Se requiere protección adecuada: ropa, blindajes de plomo, distancia y tiempo de exposición controlado.

La energía nuclear es la energía que se libera al romper (fisión) o unir (fusión) los núcleos de los átomos.
El proceso más común hoy en día es la fisión nuclear, donde átomos como el uranio-235 se dividen y liberan gran cantidad de energía.

• Fisión nuclear (actualmente usada):
  Se divide el núcleo de un átomo pesado (como el uranio) → se liberan energía + neutrones → estos provocan más reacciones (reacción en cadena).

• Fusión nuclear (en desarrollo):
  Se unen núcleos ligeros (como hidrógeno) → genera aún más energía que la fisión, pero aún no se domina a gran escala.

1. Alta eficiencia energética:

   • Un pequeño volumen de uranio produce enorme cantidad de energía.

2. No emite gases de efecto invernadero en su operación (como el CO₂).

3. Operación continua:

   • A diferencia de energías solar o eólica, funciona 24/7.

4. Menor impacto climático comparado con combustibles fósiles.

5. Aplicaciones médicas y científicas avanzadas.

1. Residuos radiactivos peligrosos:

   • Requieren miles de años para ser seguros y almacenamiento especializado.

2. Riesgo de accidentes nucleares:

   • Ejemplos: Chernóbil (1986), Fukushima (2011).

3. Altos costos de construcción y mantenimiento de plantas nucleares.

4. Posible uso militar o terrorismo nuclear.

5. Desconfianza social y oposición pública en muchos países.

La tabla periódica organiza los elementos químicos según su número atómico y propiedades químicas. Existen varias formas de clasificar los elementos:

Tipo Características principales Metales Brillantes, buenos conductores, maleables, tienden a perder electrones. No metales Opacos, malos conductores, frágiles, tienden a ganar electrones. Metaloides Propiedades intermedias (semiconductores, por ejemplo el silicio).

• Grupo 1: Metales alcalinos (muy reactivos)

• Grupo 2: Metales alcalinotérreos

• Grupos 3–12: Metales de transición

• Grupo 17: Halógenos (muy reactivos, no metales)

• Grupo 18: Gases nobles (inertes, muy estables)

• Lantánidos y actínidos: Tierras raras, están separados abajo

• Cada período indica la cantidad de niveles de energía que tiene un átomo.

🔷 4. Por bloques electrónicos:

BloqueIncluyeDescribe...s Grupos 1 y 2 + HelioElectrones en orbital Grupos 13 al 18Orbital pd Metales de transición Orbital df Lantánidos y actínidos Orbital f

Los enlaces químicos son fuerzas que mantienen unidos a los átomos en compuestos. Se forman para que los átomos logren estabilidad (como la de los gases nobles).

• Se forma entre: Metal + No metal

• El metal pierde electrones (se vuelve catión), el no metal los gana (anión).

• Ejemplo: NaCl (cloruro de sodio)

• Se forma una red cristalina, no moléculas individuales.

• Se forma entre: No metal + No metal

• Comparten electrones para completar su octeto.

• Ejemplos: H₂O, CO₂, CH₄

• Puede ser:

  • Polar: Electrones compartidos de forma desigual (H₂O)

  • No polar: Compartidos por igual (O₂, H₂)

• Entre: Metales

• Electrones libres forman una "nube electrónica".

• Da lugar a propiedades como conductividad, maleabilidad, brillo.

Un compuesto químico es una sustancia formada por dos o más elementos diferentes que se combinan en proporciones fijas mediante enlaces químicos (iónicos, covalentes o metálicos).

🔷 Clasificación de los compuestos químicos

Se pueden clasificar de dos formas principales: según su composición química y según su función química.

🔹 a) Compuestos inorgánicos

No contienen enlaces carbono-hidrógeno (excepto algunos como el CO₂ o H₂CO₃).

Tipos:

Tipo Fórmula general Ejemplos Óxidos Metal + O / No metal + OFe₂O₃ (óxido de hierro), CO₂ (dióxido de carbono)Hidruros Metal/No metal + HN a H (hidruro de sodio), PH₃ (fosfina)Hidróxidos (bases)Metal + OH Na OH (hidróxido de sodio)Ácidos H + no metal / H + radica lHCl (ácido clorhídrico), H₂SO₄ (ácido sulfúrico)Sales Metal + no metal o radica lNaCl (cloruro de sodio), KNO₃ (nitrato de potasio)

Contienen carbono como elemento principal, casi siempre con hidrógeno, y a veces oxígeno, nitrógeno, fósforo, etc.

Principales grupos:

Tipo Ejemplo Usos comunesHidrocarburosCH₄ (metano)CombustiblesAlcoholesC₂H₅OH (etanol)Bebidas, desinfectantes Ácidos carboxílicosCH₃COOH (ác. acético)Conservadores, vinagre Ésteres Fragancias y saborizantes Cetonas Acetona (quitaesmalte)Aminas, amidas Presentes en proteínas y medicamentos