1.2: Introducción a la Química y la Materia

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Objetivos de aprendizaje

Discutir la materia, los elementos, las moléculas y los átomos
Explicar la electronegatividad
Explicar la unión química y los compuestos
Explicar ecuaciones químicas y reacciones
Discutir los estados físicos de la materia

La química es un aspecto esencial de las Tecnologías del Agua. La tecnología puede definirse como “la aplicación de la ciencia a objetivos industriales y comerciales”. A cambio, la ciencia es “la observación, identificación, descripción, investigación experimental y explicación teórica de los fenómenos naturales”. En cuanto a la química, es “la ciencia de la composición, estructura, propiedades y reacciones de la materia, especialmente de los sistemas atómicos y moleculares”.

Este capítulo presenta los fundamentos de la química, comenzando con una introducción a la materia y sus constituyentes elementales, es decir, elementos, átomos, moléculas y compuestos. Luego se introducen los arreglos moleculares y la unión química, seguido de ejemplos de nomenclatura química.

Composición de la Materia

El universo está hecho de dos cosas: la energía y la materia. La materia puede verse como cualquier cosa que tenga una masa y ocupe espacio, es decir, que tenga un volumen específico. La masa se define como una medida de la cantidad de materia presente.

La masa es diferente al peso: el peso es una fuerza que puede ser calculada por el producto de la masa multiplicada por la aceleración de la gravedad.

Elementos y Átomos

En el centro de toda la materia están los elementos. Los elementos son sustancias básicas que no se pueden descomponer sin alterar sus identidades básicas; no se pueden simplificar aún más (por ejemplo, hidrógeno, H; oxígeno, O). Un átomo es la cantidad más pequeña de un elemento. El centro de cada átomo contiene un núcleo hecho de protones (partículas muy pequeñas con carga eléctrica positiva) y neutrones (partículas muy pequeñas, sin carga eléctrica), con electrones (partículas muy pequeñas, cargadas negativamente) que gravitan alrededor del núcleo. Los electrones tienen una masa insignificante en comparación con los protones y neutrones.

Cáscara de electrones de Sodio — Figura\(\PageIndex{1}\): Conchas de electrones gravitando alrededor del átomo de sodio — Imagen de Greg Robson está licenciada bajo CC BY-SA 2.0

Los electrones gravitan alrededor del núcleo de protones y neutrones en capas o conchas (Figura 1.2.1). Solo hay un número limitado de electrones por caparazón, como se muestra en la Figura 1.2.2.

Así, el número máximo de conchas para el elemento que contiene el mayor número de electrones es siete (7).

Diagrama del número máximo de electrones por caparazón — Figura\(\PageIndex{2}\): Número máximo de electrones por Shell — La imagen de COC OER está licenciada bajo CC BY 4.0

Los átomos tienen el mismo número de protones y electrones, así, los átomos tienen una carga eléctrica neutra. Sin embargo, la mayoría de los átomos tienden a ganar o perder electrones para completar su última capa de electrones y obtener una configuración electrónica estable. Solo el Gas Noble (como el helio, el neón y el argón) no tiende a ganar o perder electrones porque su configuración electrónica es naturalmente estable. Un átomo con un número desigual de protones y electrones se llama ion. Los átomos que pierden uno o más electrones se cargan positivamente y se denominan cationes (por ejemplo, sodio, Na+). Los átomos que ganan uno o más electrones se cargan negativamente y se llaman anión (por ejemplo, cloruro, Cl-). Tenga en cuenta que solo los electrones se ganan, pierden o comparten porque están fácilmente disponibles; solo los compuestos radiactivos pueden liberar protones y neutrones.

Cationes: Iones cargados positivamente

Aniones: iones cargados negativamente

La Tabla Periódica ilustra todos los elementos que se han encontrado o sintetizados hasta la fecha (Figura 1.2.3). En esta tabla, los elementos se ordenan aumentando el número de protones (de izquierda a derecha en cada fila; las filas se llaman periodos) y se agrupan en columnas (llamadas grupos) por configuración electrónica. Por ejemplo, el cloro aparece como el número 17 en la Tabla Periódica (es decir, su número atómico es 17), lo que significa que tiene 17 protones. El cloro es parte de la Familia Halógena, que todos tienden a ganar un electrón para estabilizar su última capa de electrones. Mientras ganan este electrón, se cargan negativamente (e.g., el cloro se convierte en cloruro, Cl-). Cada columna representa una familia, por ejemplo, metales alcalinos (columna 1), metales alcalinotérreos (columna 2), halógenos (columna 17) y gases nobles (columna 18). Algunas familias llevan el nombre de su primer elemento, por ejemplo, Familia del Boro (Columna 13), Familia del Nitrógeno (Columna 15) y Familia del Oxígeno (Columna 16). Más adelante se presentan características adicionales.

Figura\(\PageIndex{3}\): Tabla Periódica de los Elementos - La imagen es de dominio público

La valencia (también llamada estado iónico o estado de oxidación) es el número de electrones ganados, perdidos o compartidos entre átomos. Debido a que todos los elementos de una familia comparten una configuración electrónica similar, todos tienden a tener la misma valencia, de la siguiente manera:

Los Gases Noble son estables, y por lo tanto, su valencia es 0
Los metales alcalinos tienden a perder un electrón, y por lo tanto su valencia es +1
Los metales alcalinotérreos tienden a perder dos electrones, y por lo tanto su valencia es +2
Elementos de la Familia del Boro tienden a perder tres electrones, y por lo tanto su valencia es +3
Los halógenos tienden a ganar un electrón, y por lo tanto su valencia es -1
Los elementos de la Familia del Oxígeno tienden a ganar dos electrones, y por lo tanto su valencia es -2
Los elementos de la Familia del Nitrógeno tienden a ganar tres electrones, y por lo tanto su valencia es -3

Sin embargo, ciertos elementos tienen múltiples valencias, con diferentes características en función de su valencia. Por ejemplo, el hierro ferroso, Fe2+, ha perdido dos electrones (tiene una cenefa de +2) y es altamente soluble en agua. Por otro lado, el hierro férrico, Fe3+ (valencia de +3), ha perdido tres electrones y es insoluble en agua, es decir, forma un sólido y precipita. El cromo trivalente (es decir, cromita, también llamado cromo 3, Cr (III) o Cr3+) ha perdido tres electrones y tiene una valencia de +3. Es un elemento esencial que ayuda a regular el uso del cuerpo de azúcar, proteínas y grasas. Sin embargo, el cromo hexavalente (es decir, cromato, también llamado cromo 6, Cr (VI) o Cr6+) ha perdido seis electrones (valencia de +6) y es tóxico para los humanos.

La electronegatividad es el grado de atracción de un elemento por los electrones; define la afinidad de un elemento por los electrones. La electronegatividad determina si un átomo ganará, perderá o compartirá electrones.

Moléculas y Compuestos

Las moléculas o compuestos resultan de la combinación de dos o más átomos que están unidos químicamente (o unidos); por ejemplo, oxígeno en el aire, O2; agua, H2O. Los átomos tenderán a combinarse de tal manera que aumenten su estabilidad y completen su configuración electrónica. Para algunas moléculas, esto significa que obtendrán una carga eléctrica neta cero.

Los enlaces químicos pueden agruparse en dos amplias categorías, como se ilustra en las Figuras 1.2.4.1 y 1.2.4.2.

En la primera imagen se muestra un átomo de oxígeno con seis electrones de valencia. Cuatro de estos electrones de valencia forman pares en los lados superior y derecho del caparazón de valencia. Los otros dos electrones están solos en los lados inferior e izquierdo. Un átomo de hidrógeno se sienta al lado de cada uno del electrón solitario del oxígeno. Cada hidrógeno tiene un solo electrón de valencia. Una flecha indica que se produce una reacción. Después de la reacción, en la segunda imagen, cada electrón desapareado en el oxígeno se une a un electrón de uno de los átomos de hidrógeno de manera que los anillos de valencia ahora están conectados entre sí. El enlace que se forma entre el oxígeno y el hidrógeno también puede ser representado por un guion. — Figura\(\PageIndex{4.1}\): Ejemplo de un enlace covalente: la imagen de OpenStax está licenciada bajo CC BY4.0

Un átomo de sodio y un átomo de cloro se encuentran uno al lado del otro. El átomo de sodio tiene un electrón de valencia, y el átomo de cloro tiene siete. Seis de los electrones de cloro™ forman pares en los lados superior, inferior y derecho de la capa de valencia. El séptimo electrón se sienta solo en el lado izquierdo. El átomo de sodio transfiere su electrón de valencia a la capa de valencia de cloro, donde se empareja con el electrón izquierdo desapareado.™ Una flecha indica que se produce una reacción. Después de que tiene lugar la reacción, el sodio se convierte en un catión con una carga de más uno y una capa de valencia vacía, mientras que el cloro se convierte en un anión con una carga de menos uno y una capa de valencia completa que contiene ocho electrones. — Figura\(\PageIndex{4.2}\): Ejemplo de un enlace iónico: la imagen de OpenStax está licenciada bajo CC BY 4.0

En un enlace iónico, los electrones se transfieren de un átomo a otro. El átomo que pierde un electrón (s) se carga positivamente y se llama catión. Por el contrario, el átomo que gana un electrón (s) se carga negativamente y se llama anión. En la Tabla 1.2.5 se muestran ejemplos de enlaces iónicos.
En un enlace covalente, los electrones se comparten entre los átomos. La electronegatividad de cada átomo determinará la polaridad de la molécula resultante:
1. Las moléculas homonucleares (es decir, moléculas que están compuestas por un solo tipo de elemento, como cloro, Cl2, u oxígeno, O2) son no polares porque cada átomo tiene la misma electronegatividad, o atracción por los electrones. Los ejemplos se muestran en la Tabla 1.2.6.
2. Las moléculas heteronucleares están hechas de diferentes elementos, los cuales pueden tener diferentes electronegatividades. Debido a que los electrones no se comparten por igual, la molécula resultante está polarizada, es decir, una parte de la molécula es ligeramente más positiva y la otra parte es ligeramente más negativa. Los ejemplos se muestran en el Cuadro 1.2.6, que se encuentra más adelante en este capítulo.

Tabla 1.2.5: Ejemplos de enlaces iónicos
Cloruro de sodio, NaCl	El sodio tiende a perder 1 electrón para convertirse en Na+
	El cloruro tiende a ganar 1 electrón para convertirse en Cl-
	Carga neta cero: Na+1 + Cl-1 = NaCl0
Óxido de sodio, Na2O	El sodio tiende a perder 1 electrón para convertirse en Na+
	El oxígeno tiende a ganar 2 electrones para convertirse en O2-
	Carga neta cero: (2 x Na+1) + (1 x O2-) = Na2O

Tabla 1.2.6: Ejemplos de enlaces covalentes

Moléculas homonucleares:

Igual atracción para el electrón (s) compartido (s)

Hidrógeno, H2:

Enlace covalente sencillo: H - H

Cloro, Cl2:

Enlace covalente sencillo: Cl - Cl

Oxígeno, O2:

Doble enlace covalente: O = O

Nitrógeno, N2:

Enlace triple covalente: N ≡ N

Molécula heteronuclear:

Atracción desigual para el electrón (s) compartido (s)

Ejemplo: Agua, H2O

Hidrógeno, H+

Valencia de +1: Necesita 1 bono

Oxígeno, O2-

Valencia de -2: Necesita 2 bonos

Carga neta cero:

(2 x H+1) + (1 x O2-) = H2O

Las diferencias clave entre los enlaces iónicos y covalentes se resumen en la Tabla 1.2.7.

Cuadro 1.2.7: Comparación de enlaces iónicos y enlaces covalentes
Enlaces Iónicos	Enlaces covalentes
Transferencia de electrón (s) de un átomo a otro Tienden a ser inorgánicos Alto punto de fusión A menudo sólido a temperatura ambiente Buen conductor La sustancia resultante se llama compuesto	Los electrones se comparten entre átomos Compuestos orgánicos Bajo punto de fusión Sólido, líquido o gas a temperatura ambiente Mal conductor La sustancia resultante se llama molécula o compuesto molecular

Disociación

Las moléculas que resultan de enlaces covalentes polares (es decir, átomos de diferentes tipos que comparten electrones) pueden descomponerse o disociarse. Este es el caso del agua, H2O, que se disocia en un ion hidrógeno, H+, e hidróxido, OH-. La disociación del agua se mide como pH.

Fórmulas Químicas y Nomenclatura

Fórmulas Químicas

Una fórmula química es un método taquigráfico para describir una sustancia química. Hay una serie de pautas que se siguen al escribir fórmulas químicas:

La fórmula contiene los símbolos de cada elemento presente en la sustancia, según la Tabla Periódica (Figura 1.2.8).
La fórmula define la relación de los elementos presentes usando subíndices a la derecha del átomo. El subíndice indica ese número de átomos de este elemento en particular que están presentes en la sustancia. En la Figura 1.2.10 se presentan ejemplos.
- Los subíndices también pueden aplicarse a grupos de átomos que ocurren como una unidad. En este caso, se utilizan paréntesis alrededor de estos grupos, y el subíndice a la derecha de los paréntesis indica cuántos grupos están presentes en la sustancia. Un ejemplo se muestra en la Figura 1.2.10. Tenga en cuenta que si solo hay 1 átomo de un elemento en particular, no se necesita subíndice.
La fórmula generalmente comienza con el átomo catiónico (átomo cargado positivamente), pero los radicales se mantienen juntos. Los ejemplos se muestran en la Tabla 1.2.9.

Fórmulas químicas básicas — Figura\(\PageIndex{8}\): Ejemplos de Fórmulas Químicas Básicas — Imagen de John Rowe está licenciada bajo CC BY 4.0

Como se mencionó anteriormente, las especies químicas cargadas (llamadas iones) pueden estar compuestas por dos o más átomos que actúan como una sola unidad. Estos también se pueden llamar iones poliatómicos, o iones moleculares. Una serie de iones moleculares comunes encontrados en la industria del agua se presentan en el Cuadro 1.2.9.

Cuadro 1.2.9: Iones moleculares comunes en la industria del agua
Ion Molecular	Composición
Ión hidróxido (OH-)	1 átomo de oxígeno, O: -2 1 átomo de hidrógeno, H: +1 Carga neta: -1
Ion carbonato (CO32-)	1 átomo de carbono, C: +4 3 átomos de oxígeno, O: 3 x (-2) = -6 Carga neta: -2
Ión bicarbonato (HCO3-)	1 átomo de hidrógeno, H: +1 1 átomo de carbono, C: +4 3 átomos de oxígeno, O: 3 x (-2) = -6 Carga neta: -1
Ion amonio (NH4+)	1 átomo de nitrógeno, N: -3 4 átomos de hidrógeno, H: 4 x (+1) = +4 Carga neta: +1
Ion sulfato (SO42-)	1 átomo de azufre, S: +6 4 átomos de oxígeno, O: 4 x (-2) = -8 Carga neta: -2

Figura\(\PageIndex{10}\): Ejemplo de Fórmula Química con un Ion Molecular - Imagen de John Rowe está licenciada bajo CC BY 4.0

Tabla 1.2.11: Ejemplos de Fórmulas Químicas con Radicales

Moléculas

Ácidos

Bases

Bicarbonato de sodio: NaHCO3

Bicarbonato de calcio: Ca (HCO3) 2

Sulfato de aluminio: Al2 (SO4) 3

Carbonato de amonio: (NH4) 2CO3

Ácido clorhídrico: HCl

Ácido sulfúrico: H2SO4

Ácido nítrico: HNO3

Hidróxido de sodio: NaOH

Hidróxido de calcio: Ca (OH) 2

Nombres Químicos

La Tabla Periódica (Figura 1.2.3) presenta todos los elementos que la humanidad conoce hasta nuestros días.

Al nombrar moléculas y compuestos químicos, el nombre del catión es exactamente el mismo que el nombre del elemento, como se enumera en la Tabla Periódica. El nombre del anión, sin embargo, no es exactamente el mismo: el final del nombre del elemento termina en —ide. Por ejemplo, el cloruro es el anión del elemento cloro.

Los compuestos binarios (es decir, los compuestos que contienen solo dos elementos) normalmente están hechos de un metal y un no metal. Si estos compuestos tienen valencias predecibles, también terminan en —ide, aunque un elemento tenga múltiples átomos; por ejemplo, cloruro de magnesio, MgCl2.

Los metales con valencias variables, como los Metales de Transición (Columnas 3 a 12 de la Tabla Periódica, Figura 1.2.3), son más complejos porque van seguidos de un símbolo que refleja la valencia. Esto se introdujo anteriormente en la Sección 2.1.1. Por ejemplo, el cromo trivalente (es decir, cromita) tiene una valencia de +3, y se denomina Cr (III), o Cr3+; el cromo hexavalente (es decir, cromato) tiene una valencia de +6 y se denomina Cr (VI) o Cr6+.

Nombrar ácidos y sus derivados es más complejo y puede depender del estado de oxidación del ácido. Generalmente, los ácidos con el estado de oxidación más alto terminan en —ic; por ejemplo, ácido sulfúrico (H2SO4), ácido nítrico (HNO3) o ácido fosfórico (H3PO4). Sus sales terminan en —ato; e.g., sulfato (SO42-), nitrato (NO3-) o fosfato (PO42-). Los ácidos con el siguiente estado de oxidación más bajo terminan en —ous; e.g., ácido sulfuroso, H2SO3. Sus sales terminan en —ite; e.g., sulfito, SO32-. Los ácidos con el estado de oxidación más bajo comienzan en hipo— y terminan en —ous; e.g., ácido hipocloroso, HOCl. Sus sales comienzan en hipo— y terminan en —ite; e.g., ion hipoclorito, OCl-.

Ecuaciones Químicas

Un cambio químico se conoce como reacción química. Una reacción química identifica los reactivos involucrados, los productos formados e indica las cantidades relativas de cada sustancia involucrada. En una reacción química, los reactivos se separan de los productos por símbolos específicos, como “→” o “”. Los reactivos están separados por signos “+”, y de igual manera para los productos, que también están separados por signos “+”. Los reactivos y productos también pueden estar precedidos por coeficientes que indican la cantidad relativa de cada sustancia. Se considera un coeficiente de “1” donde no se muestran coeficientes. También se pueden incluir otros símbolos encima del símbolo de rendimiento (es decir, “→”) para proporcionar información específica sobre la reacción química. De igual manera, ciertos símbolos aparecen a veces después de fórmulas químicas para indicar el estado físico de la sustancia, es decir, si es un sólido, líquido o un gas. En el cuadro 1.2.12 se resumen los símbolos que se utilizan típicamente en las reacciones químicas.

Tabla 1.2.12: Símbolos típicos utilizados en reacciones químicas
Símbolo	Significado	Posición
+	Además, además de	Entre sustancias
→	Rendimientos	Entre reactivos y productos
⇌	Equilibrio	Entre reactivos y productos
Δ	Calor	Por encima del “→”
hν	Energía de la luz	Por encima del “→”
(s)	Sólido	Después de una fórmula química
(l)	Líquido	Después de una fórmula química
g)	Gas	Después de una fórmula química
(aq)	Acuosos	Después de una fórmula química
↑	Escapadas de agua	Después de una fórmula química
↓	Precipitados de sustancias	Después de una fórmula química

Por ejemplo, el aluminio reacciona con el óxido de hierro para formar hierro y óxido de aluminio, de acuerdo con la siguiente ecuación:

Ecuación química básica: Al + Fe ₂ O ₃ → Fe + Al ₂ O ₃
Con coeficientes adecuados: 2 Al + Fe ₂ O ₃ → 2 Fe + Al ₂ O ₃
- (Se considera un coeficiente de “1” para Fe ₂ O ₃ y Al ₂ O ₃)

Considerando la necesidad de calor: 2 Al + Fe ₂ O ₃ → 2 Fe + Al ₂ O _3f

Indicación de estados físicos: 2 Al (s) + Fe ₂ O ₃ (s) → 2 Fe (l) + Al ₂ O ₃ (s)

Equilibrio de ecuaciones químicas

Los átomos no pueden crearse ni destruirse en el transcurso de las reacciones químicas. Así, el número de átomos debe ser el mismo para cada elemento y en cada lado de la ecuación (es decir, en los reactivos y en los productos). Este es el propósito de equilibrar ecuaciones químicas.

Los siguientes pasos están involucrados al equilibrar ecuaciones químicas:

Identificar la reacción
Identificar los reactivos y productos
Asegúrese de que las fórmulas químicas sean correctas
Contar cada átomo
Coeficiente de uso para equilibrar cada sustancia

Estados Físicos de la Materia

El Capítulo 1 mencionó que “Los contaminantes en el agua pueden estar en fase gaseosa, disuelta o sólida”. Estas fases pueden estar asociadas con estados físicos. Los estados de la materia son formas distintas que la materia puede tomar. Se basan en cómo se organizan los elementos en la materia. La materia puede tomar cuatro estados diferentes (Figura 1.2.13):

Sólido: El volumen y la forma son fijos
Líquido: Volumen fijo, pero forma variable que se adapta a su contenedor
Gas: El volumen y la forma son variables
Plasma: Volumen y forma variables, con cargas eléctricas

Los estados físicos de la materia reflejan diferentes niveles de energía: los sólidos tienen el nivel de energía más bajo, seguidos de los líquidos. Los gases tienen mayor nivel de energía, y el plasma tiene el nivel de energía más alto. En el agua, los tres primeros estados (es decir, sólido, líquido y gas) son importantes.

Una fase también puede ser vista como una región homogénea de la materia. Por lo tanto, una mezcla homogénea tiene sólo una fase. En comparación, una mezcla heterogénea tiene más de una fase. Cabe señalar que las sustancias conservan sus identidades individuales dentro de una mezcla, y así, pueden separarse por diversos medios. En la industria del agua, esto se hace utilizando procesos de tratamiento de agua.

Preguntas de revisión

Definir la materia.
Definir elemento.
Definir átomo.
Definir la electronegatividad.
Enumere los tipos de unión química y defina cada uno.
¿Qué es una reacción química?
Enumerar los estados físicos de la materia y describir cada uno.

Cuestionario de capítulo

___________ determina si un átomo ganará, perderá o compartirá electrones.
1. Enlace covalente
2. Unión iónica
3. Estados físicos de la materia
4. Electronegatividad
Los estados físicos de la materia reflejan diferentes niveles de energía; ___________ tienen el nivel de energía más bajo.
1. Sólidos
2. Líquidos
3. Gas
4. Plasma
___________ son sustancias básicas que no pueden descomponerse sin alterar sus identidades básicas; no pueden simplificarse más.
Átomos
Moléculas
Electrones
Protones
Un ___________ es un método taquigráfico para describir una sustancia química.
1. Reacción química
2. Reactante
3. Producto
4. Fórmula química
¿Qué se define como la separación de un compuesto químico en dos o más átomos o compuestos más simples?
1. Reacciones de síntesis
2. Reacciones de combustión
3. Reacciones de descomposición
4. Reacciones de intercambio
Identificar el/los producto (s): H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O
1. H2SO4
2. H2SO4 y NaOH
3. H2O
4. Na2SO4 y H2O
El centro de cada átomo contiene un núcleo hecho de protones (partículas muy pequeñas con carga eléctrica positiva) y neutrones (partículas muy pequeñas, sin carga eléctrica), con electrones (partículas muy pequeñas, cargadas negativamente) que gravitan alrededor del núcleo.
1. Protones y neutrones
2. Electrones
3. Neutrones
4. Protones
___________ son partículas muy pequeñas con una carga eléctrica positiva.
1. Protones y neutrones
2. Electrones
3. Neutrones
4. Protones
___________ son partículas muy pequeñas, cargadas negativamente.
1. Protones y neutrones
2. Electrones
3. Neutrones
4. Protones
___________ no puede crearse ni destruirse en el transcurso de reacciones químicas. Así, el número de ___________ debe ser el mismo para cada elemento y en cada lado de la ecuación.
1. Moléculas, moléculas
2. Reactivos, productos
3. Átomos, átomos
4. Productos, reactivos