En muchos sentidos, la historia de la civilización es la historia de la química: el estudio de la materia y sus propiedades. Los seres humanos siempre han tratado de identificar, utilizar y modificar los materiales de nuestro entorno. Los primeros alfareros encontraron hermosos esmaltes para decorar y conservar sus productos. Los ganaderos, cerveceros y vinateros utilizaban técnicas de fermentación para fabricar queso, cerveza y vino. Las amas de casa lixiviaban la lejía de la ceniza de madera para hacer jabón. Los herreros aprendieron a combinar el cobre y el estaño para fabricar bronce. Los artesanos aprendieron a fabricar vidrio; los marroquineros curtieron pieles.
En el siglo VIII d.C., Jābir ibn Hayyān, astrónomo, filósofo y científico musulmán, se convirtió en uno de los primeros en utilizar métodos científicos para estudiar los materiales. También conocido por su nombre latinizado, Geber, se le conoce como el «padre de la química». Se le atribuye la autoría de 22 pergaminos que describen los métodos de destilación, cristalización, sublimación y evaporación. Inventó el alambique, un dispositivo utilizado para destilar y estudiar los ácidos. También desarrolló un primer sistema de clasificación química utilizando las propiedades de los materiales que estudiaba. Sus categorías eran:
- «Espíritus» – materiales que se vaporizaban cuando se calentaban.
- «Metales» – incluyendo el hierro, el estaño, el cobre y el plomo.
- Sustancias no maleables – materiales que podían hacerse polvo, como la piedra.
Hoy en día podríamos llamar a materiales similares «sustancias químicas volátiles, metales y no metales».
Química clásica
En Europa, el estudio de la química fue llevado a cabo por alquimistas con los objetivos de transformar metales comunes en oro o plata e inventar un elixir químico que prolongara la vida. Aunque estos objetivos nunca se lograron, se hicieron algunos descubrimientos importantes en el intento.
Robert Boyle(1627-1691) estudió el comportamiento de los gases y descubrió la relación inversa entre el volumen y la presión de un gas. También afirmó que «toda la realidad y el cambio pueden ser descritos en términos de partículas elementales y su movimiento», una comprensión temprana de la teoría atómica. En 1661, escribió el primer libro de texto de química, «The Sceptical Cymist», que alejó el estudio de las sustancias de las asociaciones místicas con la alquimia y lo acercó a la investigación científica.
En el siglo XVIII, el Siglo de las Luces había echado raíces en toda Europa. Joseph Priestley (1733-1804) refutó la idea de que el aire era un elemento indivisible. Demostró que era, en cambio, una combinación de gases cuando aisló el oxígeno y pasó a descubrir otros siete gases discretos. Jacques Charles continuó los trabajos de Boyles y es conocido por establecer la relación directa entre la temperatura y la presión de los gases. En 1794, Joseph Proust estudió los compuestos químicos puros y enunció la Ley de las Proporciones Definidas: un compuesto químico siempre tendrá su propia proporción característica de componentes elementales. El agua, por ejemplo, siempre tiene una proporción de dos a uno de hidrógeno y oxígeno.
Antoine Lavoisier (1743-1794) fue un químico francés que hizo importantes contribuciones a la ciencia. Mientras trabajaba como recaudador de impuestos, Lavoisier ayudó a desarrollar el sistema métrico para asegurar pesos y medidas uniformes. Fue admitido en la Academia Francesa de Ciencias en 1768. Dos años más tarde, a la edad de 28 años, se casó con la hija de 13 años de un colega. Se sabe que Marie-Anne Lavoisier ayudó a su marido en sus estudios científicos traduciendo documentos en inglés y realizando numerosos dibujos para ilustrar sus experimentos.
La insistencia de Lavoisier en la medición meticulosa le llevó a descubrir la ley de conservación de la masa. En 1787, Lavoisier publicó «Métodos de nomenclatura química», que incluía las reglas para nombrar los compuestos químicos que todavía se utilizan hoy en día. Su «Tratado elemental de química» (1789) fue el primer libro de texto de química moderna. En él se definía claramente un elemento químico como una sustancia cuyo peso no puede reducirse mediante una reacción química y se enumeraban el oxígeno, el hierro, el carbono, el azufre y casi otros 30 elementos conocidos entonces. Sin embargo, el libro contenía algunos errores: incluía la luz y el calor como elementos.
Amedeo Avogadro (1776-1856) fue un abogado italiano que comenzó a estudiar la ciencia y las matemáticas en 1800. Ampliando los trabajos de Boyle y Charles, aclaró la diferencia entre átomos y moléculas. Afirmó que volúmenes iguales de gas a la misma temperatura y presión tienen el mismo número de moléculas. El número de moléculas en una muestra de 1 gramo de peso molecular (1 mol) de una sustancia pura se denomina Constante de Avogadro en su honor. Se ha determinado experimentalmente que es de 6,023 x 1023 moléculas y es un importante factor de conversión utilizado para determinar la masa de los reactivos y productos en las reacciones químicas.
En 1803, un meteorólogo inglés comenzó a especular sobre el fenómeno del vapor de agua. John Dalton (1766-1844) era consciente de que el vapor de agua forma parte de la atmósfera, pero los experimentos demostraron que el vapor de agua no se formaba en ciertos gases. Especuló que esto tenía que ver con el número de partículas presentes en esos gases. Quizás no había espacio en esos gases para que las partículas de vapor de agua penetraran. O bien había más partículas en los gases «más pesados» o esas partículas eran más grandes. Utilizando sus propios datos y la Ley de las Proporciones Definidas, determinó las masas relativas de las partículas de seis de los elementos conocidos: hidrógeno (el más ligero y al que se le asignó una masa de 1), oxígeno, nitrógeno, carbono, azufre y fósforo. Dalton explicó sus descubrimientos enunciando los principios de la primera teoría atómica de la materia.
- Los elementos están compuestos por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
- Los átomos de un mismo elemento son idénticos en tamaño, masa y otras propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen propiedades diferentes.
- Los átomos no pueden crearse, subdividirse o destruirse.
- Los átomos de diferentes elementos se combinan en proporciones simples de números enteros para formar compuestos químicos.
- En las reacciones químicas los átomos se combinan, se separan o se reorganizan para formar nuevos compuestos.
Dmitri Mendeléyev (1834-1907) fue un químico ruso conocido por desarrollar la primera Tabla Periódica de los Elementos. Enumeró los 63 elementos conocidos y sus propiedades en tarjetas. Al organizar los elementos en orden de masa atómica creciente, pudo agrupar los elementos con propiedades similares. Salvo algunas excepciones, uno de cada siete elementos tenía propiedades similares (el octavo grupo químico -los gases nobles- aún no se había descubierto). Mendeleev se dio cuenta de que si dejaba espacios para los lugares en los que ningún elemento conocido encajaba en el patrón, éste era aún más exacto. Utilizando los espacios en blanco de su tabla, pudo predecir las propiedades de los elementos que aún no se habían descubierto. La tabla original de Mendeléyev ha sido actualizada para incluir los 92 elementos naturales y los 26 elementos sintetizados.
Descripción del átomo
En 1896, Henri Becquerel descubrió la radiación. Junto con Pierre y Marie Curie, demostró que ciertos elementos emiten energía a tasas fijas. En 1903, Becquerel compartió el Premio Nobel con los Curie por el descubrimiento de la radiactividad. En 1900, Max Planck descubrió que la energía debía emitirse en unidades discretas que denominó «cuantos» (desde entonces denominados fotones) y no en ondas continuas. Al parecer, los átomos estaban formados por partículas aún más pequeñas, algunas de las cuales podían alejarse.
En 1911, Ernst Rutherford demostró que los átomos estaban formados por una pequeña y densa región con carga positiva rodeada por zonas relativamente grandes de espacio vacío en las que se movían partículas aún más pequeñas con carga negativa (electrones). Rutherford supuso que los electrones orbitan alrededor del núcleo en órbitas separadas y ordenadas, al igual que los planetas orbitan alrededor del sol. Sin embargo, como el núcleo es más grande y denso que los electrones, no pudo explicar por qué los electrones no eran simplemente arrastrados hacia el núcleo, destruyendo así el átomo.
El modelo atómico de Niels Bohr (1885-1962) resolvió este problema utilizando la información de Planck. Los fotones se emiten desde un átomo estimulado eléctricamente sólo a determinadas frecuencias. Su hipótesis era que los electrones habitan en distintos niveles de energía y que la luz sólo se emite cuando un electrón «excitado» eléctricamente se ve obligado a cambiar de nivel de energía.
Los electrones del primer nivel de energía, el más cercano al núcleo, están fuertemente unidos a éste y tienen una energía relativamente baja. En los niveles más alejados del núcleo los electrones tienen una energía creciente. Los electrones del nivel energético más alejado del núcleo no están tan unidos y son los que intervienen cuando los átomos se unen para formar compuestos. La naturaleza periódica de las propiedades de los elementos es el resultado del número de electrones en el nivel de energía exterior que pueden participar en los enlaces químicos. Aunque los modelos de Bohr han sido sustituidos por modelos atómicos más precisos, los principios subyacentes son sólidos y los modelos de Bohr se siguen utilizando como diagramas simplificados para mostrar el enlace químico.
Nuestra comprensión del átomo ha seguido perfeccionándose. En 1935, James Chadwick recibió el Premio Nobel por su descubrimiento de que hay un número igual de partículas eléctricamente neutras en el núcleo de un átomo. Como los neutrones son eléctricamente neutros, no son desviados ni por los electrones ni por los protones. Además, los neutrones tienen más masa que los protones. Estos hechos se combinan para hacer posible que los neutrones penetren en los átomos y rompan el núcleo, liberando grandes cantidades de energía. En los últimos años, es cada vez más evidente que los protones, neutrones y electrones de la química clásica están formados por partículas subatómicas aún más pequeñas. Las ciencias de la química y la física están cada vez más entrelazadas y las teorías se superponen y entran en conflicto a medida que seguimos investigando los materiales de los que está hecho nuestro universo.
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