⚗️ Clase 3/6 · Química

Imagina que trabajas vendiendo huevos: nunca los cuentas uno a uno, los empaquetas en docenas. Los químicos hacen exactamente lo mismo con los átomos, con un problema añadido: un átomo es tan pequeño que ni con el mejor microscopio puedes verlo, mucho menos contarlo. Así que inventaron un "paquete gigante" al que llamaron mol: \(6{,}022\times 10^{23}\) partículas (ese número es el número de Avogadro). Un mol de átomos de carbono, un mol de moléculas de agua, un mol de iones de sodio: siempre son \(6{,}022\times 10^{23}\) unidades del paquete.

¿Y por qué ese número tan raro y no uno redondo? Porque fue elegido con una astucia genial: si tomas la masa atómica de un elemento (la que ves en la tabla periódica, por ejemplo 12 para el carbono) y la expresas en gramos, esa cantidad de gramos contiene exactamente un mol de átomos. Es decir, 12 g de carbono = 1 mol = \(6{,}022\times 10^{23}\) átomos. Ese puente —la masa molar— convierte el mundo invisible de los átomos en algo que puedes pesar en una balanza de laboratorio, que es la única cosa que sí sabemos medir bien.

Toda la estequiometría del examen se reduce a viajar por esta carretera: gramos \(\to \) moles \(\to \) partículas. Para ir de gramos a moles divides entre la masa molar; para ir de moles a partículas multiplicas por el número de Avogadro. Si memorizas esa carretera, la mitad de las preguntas cuantitativas de Química ya están resueltas.

Piensa en un bus: no dice "voy lleno de gente", dice "llevo 40 pasajeros". Lo que importa es cuántos por unidad de espacio. La molaridad hace eso con las disoluciones: cuenta cuántos moles de soluto viajan en cada litro de disolución. Una disolución 2 M tiene el doble de "pasajeros" por litro que una 1 M. Es la concentración favorita del laboratorio porque conecta directo con las reacciones (que ocurren entre moles).

En el hospital, en cambio, verás porcentajes: el famoso suero fisiológico \(0{,}9\) % P/V. Ese porcentaje significa "\(0{,}9\) g de soluto por cada 100 mL de disolución". El % P/V (peso/volumen) se usa con sólidos disueltos en líquidos; el % V/V (volumen/volumen) con líquidos mezclados, como el alcohol 70° (70 mL de etanol por 100 mL de disolución). No son escalas distintas de la realidad: son tres idiomas para decir lo mismo, y un buen estudiante sabe traducir entre ellos.

La molaridad tiene un talón de Aquiles: el volumen cambia con la temperatura (el calor expande líquidos). Si calientas una disolución 1 M, su volumen crece y su molaridad baja… ¡sin que se pierda ni un gramo de soluto! Para experimentos sensibles a la temperatura se usa la molalidad: moles de soluto por kilogramo de solvente. La masa no se dilata: una balanza marca lo mismo en Quito o en el Sahara. Por eso la molalidad es "la concentración anclada al suelo", y es la que aparece en los problemas de descenso del punto de congelación y elevación del punto de ebullición (por eso el anticongelante funciona).

La normalidad (\(\ce{N}\)) es la concentración de la capacidad química real: cuenta equivalentes por litro. Un equivalente es la porción que aporta o acepta 1 mol de carga \(\ce{H+}\) (en ácidos y bases). El \(\ce{HCl}\) entrega \(1 H^{+}: 1 M = 1 N.\) Pero el \(\ce{H2SO4}\) entrega \(2 H^{+}: 1 M = 2 N,\) porque cada molécula "trabaja doble". Piénsalo como contratar mano de obra: la molaridad cuenta empleados, la normalidad cuenta brazos que realmente empujan.

Imagina un edificio: en el sótano está el núcleo, minúsculo pero casi con todo el peso (protones y neutrones); en los pisos viven los electrones, ligeros y nerviosos. Bohr propuso que los electrones no viven en cualquier lugar del edificio: cada uno ocupa un nivel de energía fijo, como un piso numerado. Un electrón puede saltar de piso, pero no puede quedarse parado entre dos pisos: para subir debe "pagar" una cantidad exacta de energía (por ejemplo, absorbiendo luz), y al caer de vuelta, devuelve exactamente esa energía en forma de luz de color específico. Eso explica los colores del fuego de los fuegos artificiales: cada metal tiene su propia escalera.

Las partículas que importan memorizar: el protón (carga +, define el elemento: cuántos protones tiene un átomo, ese es su número atómico Z), el neutrón (sin carga, aporta masa) y el electrón (carga −, se mueve en los niveles). Átomos del mismo elemento con distinto número de neutrones son isótopos: mismo comportamiento químico, distinta masa. El carbono-14 se usa para datar fósiles precisamente por eso.

Bohr dio los pisos del edificio; el modelo moderno describe cómo están distribuidos los asientos en cada piso. Cada nivel contiene subniveles llamados s, p, d y f, con capacidades fijas: s tiene 2 asientos, p tiene 6, d tiene 10 y f tiene 14. Llenar electrones es como sentar a un cine: primero se llena la fila más cercana (menor energía) y así sucesivamente, siguiendo el orden 1s \(\to \) 2s \(\to \) 2p \(\to \) 3s \(\to \) 3p \(\to \) 4s \(\to \) 3d…

Escribir la configuración electrónica es solo llevar la cuenta: el oxígeno tiene 8 electrones \(\to \) \(1s^{2}\) \(2s^{2}\) \(2p^{4}\). Los superíndices suman 8. Este detalle parece técnico, pero decide TODO el comportamiento químico: los electrones de la última capa (los electrones de valencia) son los que se vinculan con otros átomos. El hierro de tu hemoglobina, el sodio de tus neuronas: todo lo que hace tu cuerpo depende de dónde están sentados sus electrones.

Toda la química gira alrededor de una obsesión: los átomos quieren tener 8 electrones en su última capa (o 2, si son tan pequeños como el hidrógeno), como invitados que quieren completar una mesa de 8 sillas. A los gases nobles la mesa ya les quedó completa —por eso casi no reaccionan: no necesitan nada de nadie. Todos los demás átomos ganan, pierden o comparten electrones para copiar esa comodidad.

La tabla periódica es el mapa de esa obsesión. Las columnas (grupos) juntan átomos con la MISMA cantidad de electrones de valencia (por eso se parecen: todos los metales alcalinos del grupo 1 tienen 1 \(e^{-}\) externo y explotan en agua igual). Las filas (periodos) marcan cuántas capas tiene el átomo. A la izquierda viven los metales (pierden electrones, forman cationes), a la derecha los no metales (los ganan, forman aniones). Saber leer el mapa te permite predecir reacciones sin memorizarlas una a una.

La tabla periódica no solo organiza átomos: también predice sus personales tendencias. La más importante es la electronegatividad: la fuerza con que un átomo tira de los electrones cuando forma un enlace. Piensa en un juego de la cuerda: si dos átomos comparten un electrón pero uno es más electronegativo, la cuerda se corre hacia su lado y el enlace queda "desbalanceado" (polar). El flúor es el campeón absoluto del tirón; la tendencia general crece hacia arriba y a la derecha de la tabla.

Otra propiedad clave es el radio atómico (el "tamaño" del átomo). Baja en un grupo, el átomo suma pisos y crece; avanza a la derecha en un periodo, el núcleo atrae con más fuerza a la misma cantidad de pisos y el átomo se compacta. La energía de ionización (cuánto cuesta arrancarle un electrón) sigue la lógica opuesta: los átomos pequeños y electronegativos defienden sus electrones con uñas y dientes.

Los átomos se relacionan como las personas. El enlace iónico es el matrimonio con entrega total: un átomo (metal) le entrega electrones a otro (no metal) y ambos quedan como iones de carga opuesta que se atraen para siempre — así nace el \(\ce{NaCl}\). El enlace covalente es la sociedad: dos no metales comparten electrones como socios que aportan capital a un negocio común. Si ambos tiran parejo, el enlace es no polar (\(\ce{O2}\)); si uno tira más fuerte (mayor electronegatividad), es polar (\(\ce{H2O}\)).

Y luego están las amistades de conveniencia entre moléculas ya formadas, más débiles pero decisivas: las fuerzas dipolo-dipolo (moléculas polares que se alinean positivo-con-negativo, como imanes chiquitos) y las London (fuerzas dispersas que aparecen en TODAS las moléculas por fluctuaciones momentáneas de carga; son las únicas que sostienen a las moléculas no polares — por eso el yodo \(\ce{I2}\), no polar, puede ser sólido). Cuando el dipolo incluye hidrógeno unido a \(\ce{N}\), \(\ce{O}\) o F, la atracción es tan fuerte que se gana nombre propio: puente de hidrógeno, la fuerza que mantiene juntas las dos hebras del ADN y le da al agua su punto de ebullición anormalmente alto.

Cuando un átomo gana o pierde electrones deja de ser neutro y se convierte en ion: el catión (+) perdió electrones y el anión (−) los ganó. El número de oxidación es la "cuenta bancaria" formal de cada átomo dentro de un compuesto: anota cuántos electrones perdió (+) o ganó (−) respecto a su estado neutro. Es como un libro contable donde, en una fórmula neutra, las cuentas de todos los átomos deben sumar cero — y en un ion, deben sumar la carga del ion.

Con pocas reglas fijas puedes resolver casi todo: el oxígeno casi siempre vale −2, el hidrógeno +1 (junto a no metales), y los elementos del grupo 1 valen +1 y los del grupo 2 valen +2. Para el resto, despejas del sumatorio. Es contabilidad química pura: te enseñará a descifrar fórmulas raras como \(\ce{KMnO4}\) sin haberlas visto nunca.

Toda reacción es un intercambio de energía. Si libera calor al ambiente, es exotérmica: piensa en una hoguera que calienta la noche — combustiones, oxidaciones, la cal apagándose con agua. Si absorbe calor del ambiente, es endotérmica: como una hornilla que necesita gas constante para cocinar — la fotosíntesis, la cocción de alimentos, esa bolsa fría instantánea de primeros auxilios que enfría un esguince.

El detector no miente: pon un termómetro en la reacción. Si la temperatura sube, el sistema soltó calor \(\to \) exotérmica (\(\Delta H\) negativo). Si baja, absorbió \(\to \) endotérmica (\(\Delta H\) positivo). Y atención al detalle que cae en examen: en una exotérmica, la energía de los \(\ce{PRODUCTOS}\) es MENOR que la de los reactivos (el sobrante se liberó); en una endotérmica, los productos guardan MÁS energía que los reactivos (la absorbieron y la guardan en sus enlaces).

Las reacciones redox son transferencias de electrones entre átomos, como una transferencia de billetes entre cuentas: quien pierde electrones se oxida (su número de oxidación sube) y quien los gana se reduce (su número baja). Truco para no perderse: "el que se oxida, pierde; el que se reduce, gana" — y las dos cosas ocurren SIEMPRE juntas: no existe un donante sin receptor, como no existe una transferencia sin dos cuentas.

El balanceo es el auditor de la química: la ley de Lavoisier (la materia ni se crea ni se destruye) exige que a cada lado de la flecha haya exactamente los mismos átomos de cada elemento. Se balancea ajustando coeficientes (los números grandes delante de las fórmulas), JAMÁS los subíndices (cambiar \(\ce{H2O}\) por \(\ce{H2O2}\) sería cambiar la sustancia, no la cantidad). Método simple: cuenta un elemento a la vez, empieza por los metales, deja el \(\ce{O}\) y el \(\ce{H}\) para el final.

Para Brønsted y Lowry, la definición es simple y poderosa: ácido es quien dona \(\ce{H+}\) y base es quien lo acepta. El \(\ce{HCl}\) suelta su protón (ácido), el \(\ce{NH3}\) lo recoge (base). Y hay un detalle elegante: cuando un ácido dona su \(\ce{H+}\), lo que le queda (\(\ce{Cl-}\)) puede volver a aceptarlo — es la base conjugada. Son parejas de baile: ácido/base conjugada difieren en un solo \(\ce{H+}\).

La acidez se mide con la escala pH, que va de 0 (muy ácido) a 14 (muy básico), con 7 en el centro (neutro). Es una escala logarítmica: pH 3 es 10 veces más ácido que pH 4 y 100 veces más que pH 5 — un salto de una unidad multiplica por 10. Por eso tu cuerpo se obsesiona con su pH sanguíneo: debe quedarse en 7,35–7,45; salirse apenas de ese rango altera las proteínas y puede matar. Su defensa son los buffers (amortiguadores): parejas ácido/base conjugada que absorben los excesos — como los amortiguadores de un auto que absorben los baches para que el paseo no rebote. El principal de tu sangre es \ce{H2CO3}/\ce{HCO3-}. Cuando un ácido y una base reaccionan por completo ocurre la neutralización: ácido + base \(\to \) sal + agua (el antiácido de tu botiquín hace exactamente eso con el \(\ce{HCl}\) de tu estómago).

Prepara dos tazas de chocolate: una con agua fría y otra con agua caliente, revolviendo ambas. La caliente y agitada se disuelve en segundos. Acabas de manipular la velocidad de un proceso físico-químico. Los factores que aceleran una reacción son cuatro: temperatura (más calor = moléculas más veloces = más choques efectivos), concentración (más partículas en el mismo espacio = más choques), superficie de contacto (el polvo reacciona mucho más rápido que el terrón) y los catalizadores, que son los verdaderos magos: no se consumen y no cambian el resultado, solo bajan la "montaña" de la energía de activación para que la reacción pase por un túnel en vez de escalar el cerro.

La solubilidad es la capacidad de disolverse, y sigue una regla de oro social: "lo semejante disuelve a lo semejante". Moléculas polares (como el agua, con su carga parcial) disuelven solutos polares o iónicos (sal, azúcar); las no polares (aceite, grasa) se agrupan entre sí y le dan la espalda al agua. Por eso el aceite flota formando gotas: es una exclusión social química. Y ojo con el límite: una disolución saturada ya no acepta más soluto — por eso el azúcar se acumula en el fondo de tu café si exageras.

La química orgánica es la química del carbono, y el carbono es el gran constructor porque hace 4 enlaces y le gustan las cadenas. Piensa en un collar de perlas: cada perla es un carbono. Si todas las perlas están unidas con enlaces simples, el collar es flexible y "saturado" de hidrógenos: eso es un alcano (metano, etano, propano — el gas de tu cocina). Si metes un enlace doble entre dos perlas, el collar se acorta y se vuelve rígido y reactivo: alqueno (el etileno que madura tus frutas). Con un enlace triple: alquino (el acetileno que corta metales con su llama).

La nomenclatura es un código simple: prefijo por longitud (met- 1, et- 2, prop- 3, but- 4, pent- 5…) + sufijo por tipo de enlace (-ano simple, -eno doble, -ino triple). Con eso puedes nombrar el \(\ce{C3H8}\) sin haberlo visto: 3 carbonos (prop-) y solo simples (-ano) \(\to \) propano. Y las fórmulas generales te sirven de verificación: \(\ce{CnH2n+2}\) para alcanos, \(\ce{CnH2n}\) para alquenos, \(\ce{CnH2n-2}\) para alquinos.

Si el esqueleto carbonoso es un robot, los grupos funcionales son los chips que le instalas: el mismo cuerpo se comporta distinto según el módulo que lleve. Instálale un −OH y tendrás un alcohol (el etanol de las bebidas y el alcohol antiséptico). Instálale un −CHO en el extremo de la cadena y tendrás un aldehído (el formaldehído que conserva muestras en el laboratorio). Un C=O en medio de cadena es una cetona (la acetona del removedor de esmalte); un −COOH es un ácido carboxílico (el vinagre es ácido acético); un −O− entre dos carbonos es un éter (los éteres fueron los primeros anestésicos quirúrgicos).

Y luego están los aromáticos: anillos de 6 carbonos (como el benceno \(\ce{C6H6}\)) cuyos electrones "giran" en círculo dándoles una estabilidad especial. El anillo bencénico es tan reputado que aparece en la aspirina, en el paracetamol y en cientos de fármacos: aprender a reconocerlo es aprender a leer etiquetas de medicamentos.

Imagina tu cuerpo como un restaurante con un menú de cuatro platos. Los carbohidratos son el pan: energía rápida y accesible. Sus piezas pequeñas son azúcares simples (glucosa \(\ce{C6H12O6}\)) que se encadenan: dos forman disacáridos (la sacarosa de la mesa) y miles forman polisacáridos (el almidón de tu arroz, el glucógeno que tu hígado guarda para emergencias).

Las proteínas son los chefs: hacen casi todo el trabajo (enzimas, anticuerpos, hemoglobina, músculos). Se construyen encadenando aminoácidos con enlaces peptídicos: la célula tiene un alfabeto de 20 aminoácidos y con él escribe proteínas infinitas, igual que con 27 letras escribes toda la literatura. Los lípidos son la mantequilla: reservas de energía concentrada, aislamiento térmico y, sobre todo, las membranas celulares (los fosfolípidos forman la doble capa que define qué entra y qué sale). Y aunque hoy solo la mencionamos, la cuarta pieza del menú son los ácidos nucleicos (ADN y ARN): el libro de recetas que la cocina lee para fabricar cada chef. Reconocer los monómeros y sus enlaces es el corazón de este tema: monosacárido \(\to \) polisacárido, aminoácido \(\to \) proteína, nucleótido \(\to \) ADN.