Unidad I – Introducción a la Química: Átomos, Unidades y Tabla Periódica

Clasificación y propiedades de la materia

La materia se define como todo aquello que posee masa y ocupa un lugar en el espacio. Desde la Grecia clásica (Demócrito, siglo V a.C.), la idea de que la materia está conformada por partículas mínimas llamadas átomos ha guiado el pensamiento científico. En la actualidad la Química distingue la materia de acuerdo con su estado de agregación, composición y estructura, describiendo, por ejemplo, sustancias puras (elementos y compuestos) y mezclas (homogéneas y heterogéneas). Estas clasificaciones reflejan no sólo la naturaleza física de la materia, sino también sus propiedades químicas —capacidad de experimentar transformaciones que alteran su identidad molecular— y sus propiedades físicas —aquellas que pueden medirse sin modificar la composición, como densidad, punto de ebullición y conductividad.

Unidades de medición, notación científica y cifras significativas

La cuantificación rigurosa de las propiedades exige el uso del Sistema Internacional de Unidades (SI). Así, la masa se expresa en $\text{kg}$, la longitud en $\text{m}$ y la cantidad de sustancia en $\text{mol}$. Para manejar valores extremadamente grandes o pequeños se emplea la notación científica, p. ej. $6{,}022 \times 10^{23}$ para el número de Avogadro. Las cifras significativas, por su parte, reflejan la precisión experimental; al reportar resultados se conservan únicamente los dígitos que poseen significado físico, lo cual evita transmitir una falsa sensación de exactitud.

Método de factor unitario y conversión de unidades – Escalas de temperatura

El método de factor unitario (o de análisis dimensional) facilita la conversión sistemática entre unidades: se multiplica la magnitud original por fracciones equivalentes a $1$, de modo que las unidades no deseadas se cancelen. Por ejemplo, para pasar $25\,^{\circ}!\text{C}$ a kelvin se recuerda la relación $K = ^{\circ}!\text{C}+273{,}15$. Otras escalas de temperatura incluyen Fahrenheit y Rankine, cuyas interconversiones se realizan también con factores unitarios.

De Demócrito a Dalton: evolución de la teoría atómica

Aunque Demócrito concibió al átomo como indivisible, la formulación científica moderna apareció con John Dalton (principios del siglo XIX). Dalton retomó la idea corpuscular para explicar la ley de las proporciones definidas y múltiples. Su visión inauguró la química como ciencia cuantitativa, proveyendo el andamiaje inicial para la estequiometría.

Postulados de Dalton

1. Todo elemento está compuesto por partículas extremadamente pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y en propiedades; los átomos de distintos elementos difieren entre sí.
3. Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, ni se transforman en átomos de otros elementos; las reacciones implican reorganización.
4. Los compuestos se forman cuando átomos de dos o más elementos se combinan en proporciones fijas y sencillas; un compuesto dado presenta siempre el mismo tipo y número relativo de átomos.
   Estos postulados explicaban los datos experimentales conocidos y servían de marco para la conservación de la masa.

Descubrimiento de partículas subatómicas

Durante el siglo XIX se halló que el átomo era divisible. Tres hallazgos resultaron decisivos:

1. Los electrones y los rayos catódicos.
2. La radiactividad natural.
3. La existencia del núcleo, con protones y posteriormente neutrones.

Rayos catódicos y determinación de $e/m$

J. J. Thomson, usando tubos de rayos catódicos (CRT), demostró que los rayos eran partículas cargadas negativamente presentes en todos los átomos. Midió la relación carga-masa del electrón y encontró
$\frac{e}{m}= -1{,}76 \times 10^{8}\,\text{C g}^{-1}$
(1906, Premio Nobel de Física). Desvió el haz con campos eléctricos y magnéticos y observó que cambiaba su trayectoria según la polaridad del imán, confirmando su naturaleza corpuscular y cargada.

Carga del electrón: experimento de Millikan

Robert Millikan (1909) determinó la carga elemental mediante la «gota de aceite»: cargó eléctricamente microgotas y las equilibró en un campo eléctrico conocido. Halló
$e = 1{,}602 \times 10^{-19}\,\text{C}$.
Combinando este valor con $e/m$ se dedujo la masa del electrón:
$m_e = 9{,}11 \times 10^{-28}\,\text{g}$.

Radiactividad: Henri Becquerel y la familia Curie

Henri Becquerel descubrió (1896) que sales de uranio emitían radiación espontáneamente. Marie y Pierre Curie prosiguieron la investigación, aislando polonio y radio y demostrando que el átomo liberaba enormes cantidades de energía. Éticamente, este hallazgo impulsó la medicina nuclear y la generación eléctrica, pero también condujo al desarrollo de armas atómicas, planteando interrogantes sobre la responsabilidad científica.

Tipos de radiación (Ernest Rutherford)

Rutherford clasificó las emisiones en tres:
α (𝛼): núcleos de helio, carga $+2$, alto poder ionizante, baja penetración.
β (𝛽): electrones o positrones, carga $-1$ o $+1$.
γ (𝛾): radiación electromagnética de alta energía, sin masa ni carga, gran penetración.
Estas observaciones llevaron a concebir al átomo como estructura compleja.

Modelos atómicos: de Thomson a Rutherford

• Modelo de Thomson («pudín de pasas»): la carga positiva se distribuye uniformemente, con los electrones incrustados como pasas. Explicaba la neutralidad eléctrica global.
• Experimento de Rutherford (1911): bombardeó láminas de oro con partículas α de velocidad $1{,}4 \times 10^{7}\,\text{m s}^{-1}$ (≈ $5\%$ de la velocidad de la luz) y observó desviaciones angulares inesperadas. Concluyó:

1. La carga positiva se concentra en un núcleo diminuto (≈ $10^{-15}\,\text{m}$).
2. El protón posee carga $+1$ y masa $1{,}67 \times 10^{-24}\,\text{g}$, unas $1840$ veces la del electrón.
3. El volumen atómico (≈ $10^{-10}\,\text{m}$) está casi vacío y ocupado por electrones.
   James Chadwick (1932) descubrió el neutrón, partícula neutra con masa similar al protón, completando el modelo nuclear.

Partículas subatómicas y propiedades fundamentales

Protón ($p^+$): carga $+1$, núcleo, $1{,}67 \times 10^{-24}\,\text{g}$.
Neutrón ($n^0$): carga 0, núcleo, $1{,}67 \times 10^{-24}\,\text{g}$.
Electrón ($e^-$): carga $-1$, región extracelular, $9{,}11 \times 10^{-28}\,\text{g}$.
La identidad química de un átomo depende del número de protones, mientras que su comportamiento isotópico y su estabilidad nuclear dependen de los neutrones.

Número atómico, número másico e isótopos

Número atómico $Z$: cantidad de protones (en un átomo neutro, también de electrones).
Número másico $A$: suma de protones y neutrones, $A = Z + N$.
Isótopos: átomos con el mismo $Z$ pero distinto $A$ (diferente número de neutrones). Ejemplo: hidrógeno ordinario ${^1<em>1\text{H}}$, deuterio ${^2</em>1\text{H}}$, tritio ${^3<em>1\text{H}}$; uranio ${^{235}</em>{92}\text{U}}$ y ${^{238}<em>{92}\text{U}}$. La notación estándar es $^{A}</em>{Z}!X$
donde $X$ es el símbolo químico.

Masa atómica y la escala UMA

Las masas atómicas absolutas son diminutas, p. ej. los elementos más pesados miden ≈ $4 \times 10^{-22}\,\text{g}$. Se adoptó la unidad de masa atómica, $1\,\text{u} = 1{,}66054 \times 10^{-24}\,\text{g}$, definida como $\tfrac{1}{12}$ de la masa del isótopo ${^{12}\text{C}}$. La relación inversa es $1\,\text{g} = 6{,}022 \times 10^{23}\,\text{u}$.
La masa atómica promedio (llamada también peso atómico) es la media ponderada de las masas isotópicas según su abundancia natural. Para el cloro:
$\bar{A}_{\text{Cl}} = (34{,}9689\,\text{u})(0{,}80) + (36{,}9659\,\text{u})(0{,}20) = 35{,}3682\,\text{u}$.
Las medidas precisas se obtienen con espectrometría de masas.

Iones y compuestos iónicos

Cuando un átomo pierde o gana electrones se genera un ion. Si pierde, se forma un catión (carga positiva); si gana, un anión (carga negativa). Ejemplos:
$\text{Na}: 11\,p^+, 11\,e^- \;\Rightarrow\; \text{Na}^+: 11\,p^+, 10\,e^-$
$\text{Cl}: 17\,p^+, 17\,e^- \;\Rightarrow\; \text{Cl}^-: 17\,p^+, 18\,e^-$
Los compuestos iónicos, como $\text{NaCl}$, resultan de la transferencia de electrones de un metal a un no metal, generando atracción electrostática entre especies de carga opuesta. Problemas propuestos: determinar el número de protones, neutrones y electrones de $\text{Ca}^{2+},\;\text{O}^{2-},\;\text{Al}^{3+},\;\text{N}^{3-}$ o de $^{78}<em>{34}!\text{Se}^{2-}$ y $^{27}</em>{13}!\text{Al}^{3+}$.

Tabla periódica moderna

Organiza 118 elementos según número atómico creciente y similitud de propiedades periódicas. Estructura fundamental:
• Períodos: 7 filas que corresponden al nivel de valencia (número cuántico principal más alto). Ej.: litio (Li) posee nivel de valencia $n=2$, por ello se ubica en el período 2.
• Grupos: 18 columnas (antiguamente I–VIII A/B). Elementos con configuración electrónica equivalente en el nivel de valencia muestran propiedades químicas análogas; por ejemplo, los halógenos (grupo 17) son altamente electronegativos.
La tabla distingue metales, no metales y metaloides, así como tres categorías amplias:

1. Elementos representativos o principales (grupos 1, 2 y 13–18).
2. Elementos de transición (grupos 3–12) y de transición interna (lantánidos y actínidos).
3. Gases nobles (grupo 18), caracterizados por su elevada estabilidad y baja reactividad.

Familias clásicas y nomenclaturas

1A (alcalinos), 2A (alcalinotérreos), 3A–6A (familias del boro, carbono, nitrógeno, oxígeno), 7A (halógenos) y 8A (gases nobles). Los metales de transición poseen sub-familias basadas en su configuración d. En la práctica, la posición periódica orienta la reactividad, la formación de iones preferentes y las aplicaciones industriales.

Implicaciones prácticas, filosóficas y éticas

La estructura atómica es la piedra angular de la química moderna, permitiendo explicar la unión química, la espectroscopía, los materiales y la bioquímica. Éticamente, el conocimiento sobre radiactividad y fisión abrió una era de beneficios médicos (radioterapia, imagenología) pero también de riesgo (energía nuclear, armas). La comprensión de los elementos y su periodicidad impulsa la ingeniería de nuevos materiales y la sostenibilidad, alentando el debate sobre el uso responsable de la ciencia.

Conexiones con cursos previos y futuros

Los conceptos de unidades, notación científica y análisis dimensional enlazan con la física general; la teoría atómica se profundizará en Química General II al tratar enlaces químicos y termodinámica, mientras que la tabla periódica será clave en cursos de química inorgánica y de materiales. La capacidad de convertir unidades, interpretar masas atómicas y balancear ecuaciones químicas constituye la base para resolver problemas de estequiometría, cinética y equilibrio.