Introducción a la Química y Cambios de la Materia

¿Te has preguntado por qué cuando quemas papel no puedes recuperarlo, pero cuando derrites hielo sí? Esto se debe a que existen dos tipos de cambios fundamentales en la materia.

Los cambios físicos no alteran la composición interna de las sustancias. Cuando el hielo se derrite o el agua se evapora, sigue siendo H₂O. En cambio, los cambios químicos (o reacciones químicas) crean sustancias completamente nuevas con propiedades diferentes.

La química moderna nació en el siglo XVIII gracias a Antoine Lavoisier, quien desarrolló técnicas precisas para medir masa y volumen. Su trabajo tardío comparado con la física se debió a la complejidad de los procesos químicos, pero revolucionó nuestra comprensión de la materia.

¡Dato curioso! Lavoisier demostró que el fuego no añade peso a los metales, como creían antes. ¡Era el aire el que reaccionaba con ellos!

Leyes Fundamentales de la Química

Las leyes ponderales son las reglas básicas que explican cómo se comporta la materia en las reacciones químicas. Estas leyes te van a ayudar a predecir exactamente qué cantidad de productos obtendrás en cualquier reacción.

La Ley de Conservación de la Masa de Lavoisier es súper importante: "La materia ni se crea ni se destruye, únicamente se transforma". Esto significa que si mezclas 3g de cloro con 2g de sodio, obtendrás exactamente 5g de sal común.

La Ley de las Proporciones Definidas de Proust nos dice que los elementos siempre se combinan en proporciones fijas. Es como una receta: para hacer agua necesitas siempre 2 partes de hidrógeno y 1 de oxígeno, nunca más, nunca menos.

¡Recuerda! Estas leyes son la base de todos los cálculos químicos que vas a hacer en tus exámenes.

Teoría Atómica de Dalton y Leyes de los Gases

Dalton revolucionó la química al proponer que toda la materia está formada por átomos indivisibles. Su teoría explica perfectamente por qué las leyes ponderales funcionan: los átomos se combinan en proporciones fijas porque son partículas individuales que no se pueden dividir.

Los postulados de Dalton establecen que todos los átomos de un elemento son idénticos, pero diferentes a los de otros elementos. Los compuestos se forman cuando átomos distintos se unen en proporciones constantes.

La hipótesis de Avogadro resolvió un problema importante: volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de partículas. Esto llevó al descubrimiento de que gases como el oxígeno existen como moléculas diatómicas (O₂), no como átomos individuales.

¡Ten presente! Aunque Dalton no conocía las masas exactas, creó la primera tabla de masas atómicas que usamos hoy.

El Mol: La Unidad Fundamental de la Química

El mol es tu herramienta más poderosa en química. Es como la "docena" de los químicos: así como una docena siempre son 12 unidades, un mol siempre contiene 6,02×10²³ partículas (el número de Avogadro).

La masa molar es la masa de un mol de sustancia y coincide numéricamente con la masa atómica o molecular. Por ejemplo, un mol de carbono pesa 12g, y un mol de agua (H₂O) pesa 18g.

Para determinar fórmulas químicas necesitas entender la diferencia entre fórmula empírica (la proporción más simple) y molecular (el número real de átomos). El agua oxigenada tiene fórmula molecular H₂O₂, pero su fórmula empírica es HO.

La composición centesimal te permite calcular qué porcentaje de cada elemento hay en un compuesto, fundamental para resolver problemas de fórmulas.

¡Tip de examen! Memoriza que en condiciones normales, un mol de cualquier gas ocupa 22,4L.

Los Estados de la Materia y Comportamiento de los Gases

Los gases tienen un comportamiento especial porque sus partículas están muy separadas y se mueven libremente. A diferencia de sólidos y líquidos, los gases llenan completamente el recipiente que los contiene.

Las variables de estado de un gas son presión (P), volumen (V) y temperatura (T). Estas están relacionadas por tres leyes fundamentales que debes dominar.

La Ley de Boyle-Mariotte dice que si la temperatura es constante, presión y volumen son inversamente proporcionales: P₁V₁ = P₂V₂. Es decir, si duplicas la presión, el volumen se reduce a la mitad.

Las Leyes de Charles y Gay-Lussac muestran que temperatura está directamente relacionada con volumen y presión respectivamente. Cuando calientas un gas, aumenta su volumen o su presión (dependiendo de qué mantengas constante).

¡Importante! Siempre usa temperatura en Kelvin $K = °C + 273$ para estos cálculos.

Ecuación de Estado y Teoría Cinética de los Gases

La ecuación de estado del gas ideal $PV = nRT$ es la fórmula más importante de este tema. Con ella puedes calcular cualquier variable si conoces las otras tres. La constante R vale 0,082 atm·L/(mol·K).

Esta ecuación explica por qué todos los gases ocupan 22,4L por mol en condiciones normales (1 atm, 0°C). Es una consecuencia directa de la hipótesis de Avogadro.

La teoría cinético-molecular explica el comportamiento de los gases: las partículas se mueven constantemente en línea recta, chocan elásticamente, y su energía cinética depende de la temperatura. La presión resulta de los choques contra las paredes.

Para mezclas de gases, la Ley de Dalton establece que la presión total es la suma de las presiones parciales de cada gas individual.

¡Clave para resolver problemas! Siempre identifica qué variables conoces y cuál necesitas calcular antes de aplicar las fórmulas.