Química General

Química General
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Concepto:De química general conocemos que:La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masas diferentes.

La Química General. es la base de todas las químicas y en ella fundamentalmente se trabajan: los protones, los electrones y los neutrones, que son partículas simples. También aparecen, en esto contexto, partículas compuestas como los átomos, las moléculas y los núcleos atómicos. La química general, por otro lado, estudia los principios de las reacciones químicas (el proceso que permite el intercambio energético entre un sistema y su entorno).

Historia

La ciencia química surge en el siglo XVII a partir de los estudios de alquimia populares entre muchos de los científicos de la época. Se considera que los principios básicos de la química se recogen por primera vez en la obra del científico británico Robert Boyle: The Skeptical Chymist (1661).

La historia de la química está unida al desarrollo del hombre ya que considera desde las transformaciones de materias y las teorías correspondientes.

A menudo la historia de la química se relaciona íntimamente con la historia de los químicos y según la nacionalidad o tendencia política del autor resalta en mayor o menor medida los logros hechos en un determinado campo o por una determinada nación. El principio del dominio de la química, coincide con el principio del hombre moderno es el dominio del fuego. Hay indicios que hace más de 500.000 años en tiempos del homo erectus algunas tríbus conseguieron este logro que aún hoy es una de las tecnologías más importentes, que permitía la preparción de comida cocida.

Por su parte, La Química es la Ciencia Natural que estudia la materia, su estructura, propiedades y transformación a nivel atómico, molecular y macromolecular. La palabra proviene del griego χημε?α khemeia que significa "alquimia". Como otra definición encontramos que La Química General es la rama de la Química que estudia las leyes, los fundamentos y los principios básicos comunes a todas las ramas de la Química

La ubicuidad de la química en las ciencias naturales hace que sea considerada como una de las Ciencias Centrales. La química es de importancia en muchos campos del conocimiento, como la ciencia de materiales, la biología, la medicina, la geología, la ingeniería y la astronomía, entre otros.

La revisión de la química general contiene un panorama general de la estructura atómica, las configuraciones de electrones atómicos, la tabla periódica, los enlaces químicos, la teoría del enlace de valencia, los tipos de reacción química, la cinética de reacción y las constantes de equilibrio.

Estructura atómica: elementos básicos

Los átomos son las unidades más pequeñas de un elemento que mantienen sus propiedades. La estructura atómica consiste en un núcleo central cargado positivamente rodeado de uno o más electrones cargados negativamente. Con la excepción del elemento hidrógeno (H), el núcleo denso y cargado positivamente contiene protones cargados positivamente, y neutrones que no tienen carga. (El núcleo de hidrógeno tiene sólo un protón). Los átomos son eléctricamente neutros, por lo que el número de protones es igual al número de electrones. Cuando los átomos ganan o pierden uno o más electrones se convierten en partículas cargadas llamadas iones. Los iones formados cuando los átomos pierden electrones, denominados cationes, están cargados positivamente porque tienen menos electrones que los protones. Por ejemplo, cuando un átomo de sodio (Na) pierde un electrón, se convierte en el ion Na+ cargado positivamente. Los iones formados por la ganancia de electrones, llamados aniones, tienen carga negativa. El cloro (Cl) gana un electrón para formar el ion cloro Cl−.

NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO DE MASA. Los elementos se identifican por su número atómico y número de masa. El número atómico de un elemento es el número de protones en su núcleo. El número atómico identifica unívocamente un elemento. El carbono (C) tiene 6 protones en su núcleo, por lo que su número atómico es 6. Cualquier átomo con 16 protones en su núcleo es un átomo de azufre (S). El número másico de un elemento, medido en unidades de masa atómica, es igual al número de protones y neutrones. El cálculo del número de masa de un elemento se complica por la existencia de isótopos, átomos de un elemento con el mismo número de protones, pero diferentes números de neutrones.

Muchos elementos naturales existen como una mezcla de isótopos. Por ejemplo, el carbono tiene tres isótopos naturales que contienen seis, siete y ocho neutrones, llamados carbono-12, carbono-13 y carbono-14, respectivamente. El carbono-12, el isótopo de carbono más abundante, se utiliza como estándar de referencia en la medición de la masa atómica. Una unidad de masa atómica (µ) o dalton (Da), nombrada así por el químico John Dalton (1766–1844), se define como una doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. Debido a que los isótopos de un elemento no ocurren con la misma frecuencia, se usa la unidad de masa atómica promedio (el promedio ponderado de las masas atómicas de los isótopos naturales). Por ejemplo, el hidrógeno tiene tres isótopos: hidrógeno-1, hidrógeno-2 (deuterio) e hidrógeno-3 (tritio), los cuales contienen cero, uno y dos neutrones, respectivamente. La masa atómica promedio para el hidrógeno es 1.0078 µ. Este número es muy cercano a 1.0 porque el hidrógeno-1 tiene una abundancia de más de 99.98%.

RADIACTIVIDAD. Algunos isótopos son radiactivos (es decir, experimentan desintegración radiactiva, un proceso espontáneo en el cual un núcleo atómico sufre un cambio que se acompaña de una emisión de energía). Por ejemplo, el carbono-14 relativamente inestable sufre una forma de desintegración radiactiva, denominada descomposición β. En la descomposición β un neutrón en el núcleo del átomo se convierte en un protón y un electrón. El nuevo protón convierte el átomo de carbono-14 en un átomo de nitrógeno-14 estable. El electrón recién creado se emite como una partícula β. Con su tasa de descomposición constante y una vida media (Enzimas y efectos del hacinamiento macromolecular) de 5 700 años, el carbono-14 se usa en la datación por radiocarbono de materiales orgánicos hasta hace 60 000 años. El carbono-14 también se usa como marcador radiactivo en la investigación bioquímica y médica.

TEORÍA ATÓMICA. Según el modelo atómico de Bohr, los electrones están en órbitas circulares con niveles de energía fijos, a distancias específicas del núcleo. Cuando un átomo absorbe energía, un electrón se mueve desde su “estado fundamental” a un nivel de energía superior. El electrón vuelve a su estado fundamental cuando el átomo libera la energía absorbida. A medida que la teoría cuántica revolucionó la física a principios del siglo XX, se hizo evidente que esa teoría explicaba muchas propiedades de los átomos que el modelo de Bohr no explicaba.

La teoría cuántica se basa en el principio de que tanto la materia como la energía tienen propiedades de partículas y ondas. Utilizando la teoría cuántica los físicos y los químicos finalmente describieron un modelo atómico donde se predice que los electrones ocurrirán en orbitales complejos, que son esencialmente nubes de probabilidad. Un orbital es una distribución de probabilidad (es decir, las variaciones en la densidad de las nubes de un orbital se correlacionan con la probabilidad de encontrar un electrón). Las diferentes formas y tamaños de las nubes orbitales dependen del nivel de energía de los electrones dentro de ellas. Cuatro números cuánticos, juntos, describen la configuración de los electrones y los orbitales en un átomo. El número cuántico principal n define la distancia promedio de un orbital desde el núcleo, donde n = 1, 2, 3, y así sucesivamente. En otras palabras, el número cuántico n designa la capa de energía principal. Cuanto mayor sea su valor n, más lejos estará un electrón del núcleo.

El número cuántico de momento angular l (L minúscula) determina la forma de un orbital. Los valores l de 0, 1, 2, 3 y 4 corresponden a las subcapas s, p, d y f. Tenga en cuenta que el valor de n indica el número total de subcapas dentro de la capa de energía principal. Entonces, si n = 3, la capa principal del átomo tiene tres subcapas con valores l de 0, 1 y 2. En ese átomo, la capa de energía principal contendría orbitales s, p y d. Cada subcapa también tiene una forma específica. El orbital s es esférico con el núcleo en su centro. Cada orbital p tiene forma de mancuerna, y cada orbital d tiene forma de mancuerna doble. Las formas de los orbitales f son cada vez más complejas, y rara vez son relevantes en las reacciones bioquímicas.

El número cuántico magnético m describe la orientación de un orbital en el espacio. Los valores de m varían de −l a +l. Con un orbital s, l = 0, y el valor de m es 0. Para los orbitales p, el valor de l es 1, y m es igual a −1, 0 o +1; es decir, hay tres orbitales, designados px, py y pz (fig. 1). Para los orbitales d, l = 2, hay cinco orientaciones posibles: −2, −1, 0, +1 o +2.

Qué estudia la Química

Los procesos naturales estudiados por la química involucran partículas fundamentales (electrones, protones y neutrones), partículas compuestas (núcleos atómicos, átomos y moléculas) o estructuras microscópicas como cristales y superficies.

Como ejemplos de reacciones químicas tenemos:

• El resultado de la colisión de una partícula alfa con el núcleo de un átomo, un átomo o molécula.

• La formación de moléculas o iones a partir de la colisión de dos átomos.

• La fragmentación, ionización o cambio de estructura de una molécula después de ser irradiada con luz.

• La absorción de un átomo o molécula sobre una superficie.

• El flujo de electrones entre dos sólidos en contacto.

• El cambio estructural en una proteína ante el estímulo apropiado.

Desde el punto de vista microscópico, las partículas involucradas en una reacción química pueden considerarse como un sistema cerrado que intercambia energía con su entorno. En procesos exotérmicos, el sistema libera energía a su entorno, mientras que un proceso endotérmico solamente puede ocurrir cuando el entorno aporta energía al sistema que reacciona. En la gran mayoría de las reacciones químicas hay flujo de energía entre el sistema y su campo de influencia, por lo cual podemos extender la definición de reacción química e involucrar la energía cinética (calor) como un reactivo o producto.

Ramas de la Química

Aunque hay una gran variedad de ramas de la química, las principales divisiones son:

• Química Orgánica

• Química Inorgánica

• Química Física y Fisica Química

• Química Analítica

• Energía Química

• Geoquímica

• Petro Química

• Bioquímica

• Química Farmacéutica

Es común que entre las comunidades académicas de químicos la química analítica no sea considerada entre las subdisciplinas principales de la química y sea vista más como parte de la tecnología química. Otro aspecto notable en esta clasificación es que la química inorgánica sea definida como "química no orgánica". Es de interés también que la Química Física es diferente de la Física Química. La diferencia es clara en inglés: "chemical physics" y "physical chemistry"; en español, ya que el adjetivo va al final, la equivalencia sería:

• Química física <=> Physical Chemistry

• Física química <=> Chemical physics

Usualmente los químicos son educados en términos de físico-química (Química Física) y los físicos trabajan problemas de la física química.

La gran importancia de los sistemas biológicos hace que en nuestros días gran parte del trabajo en química sea de naturaleza bioquímica. Entre los problemas más interesantes se encuentran, por ejemplo, el estudio del desdoblamiento de las proteínas y la relación entre secuencia, estructura y función de proteínas.

Si hay una partícula importante y representativa en la química es el electrón. Uno de los mayores logros de la química es haber llegado al entendimiento de la relación entre reactividad química y distribución electrónica de átomos, moléculas o sólidos. Los químicos han tomado los principios de la mecánica cuántica y sus soluciones fundamentales para sistemas de pocos electrones y los han extendido a sistemas realistas. La idea de orbital atómico y molecular es una forma sistemática en la cual la formación de enlaces es entendible y es la sofisticación de los modelos iniciales de puntos de Lewis. La naturaleza cuántica del electrón hace que la formación de enlaces sea entendible físicamente y no se recurra a creencias como las que los químicos utilizaron antes de la aparición de la mecánica cuántica. Aun así, se obtuvo gran entendimiento a partir de la idea de puntos de Lewis y se desarrolló la química en buena medida con esta base. Hoy en día, desde el punto de vista físico, por ejemplo, parece milagroso el que dos electrones se atraigan y tiendan a estar juntos y a a la vez apantallen la repulsión entre los núcleos positivos. Desde este punto de vista, la química es una prueba gigantesca de la importancia de la naturaleza cuántica a nivel microscópico.

Sistema Internacional de Unidades (SI)

Un sistema de unidades es un conjunto de unidades básicas o fundamentales que se toman como referencia; cada una de las unidades fundamentales representa una cantidad física determinada; las unidades que no aparecen entre las fundamentales se denominan unidades derivadas.

Existen varios sistemas de unidades, cada uno de ellos tiene un determinado número de unidades básicas o fundamentales.

Unidades fundamentales y derivadas

En 1960 se llego a un acuerdo internacional que establecía un grupo dado de unidades métricas para emplearse en mediciones científicas. Estas unidades “preferidas” se denominaron Unidades SI abreviatura de “sistema internacional de unidades”. El Sistema SI tiene siete unidades fundamentales de las cuales se derivan todas las demás. Todo el trabajo científico moderno lo utiliza

Unidades del Sistema Internacional Fundamentales

Cantidad física Nombre de la Unidad Abreviatura Longitud metro m Masa kilogramo kg Tiempo segundo s Corriente Electrica amper A Temperatura kelvin K Intensidad luminosa candela cd Cantidad de sustancia mol mol

Fuentes

• Petrucci, R. H.; Harwood, W. S.: “Química General. Principios y aplicaciones modernas”, 8ª ed., Prentice Hall, 2002.

• Atkins, P.; Jones, L.: “Principios de Química”, 3ª ed., Panamericana, 2006.

• Hill, W., et al.(1999). Química para el nuervo milenio. 8a. edición Prentice Hall . México

• Brown, T. (2004). Química la ciencia central, 9ª edición, Pearson Educación.Mexico

• Burns, R. (2003). Fundamentos de Química, Pearson Educación.Mexico