1. Las propiedades y la estructura de la materia

Como se ha mencionado en la Introducción de la Carpeta de trabajo, la Química es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia y sus transformaciones. No nos resulta difícil saber qué es la materia en términos intuitivos: es lo que compone todo lo que se puede tocar, lo que ocupa un lugar en el espacio, lo que tiene masa. La masa de un objeto es una medida de la cantidad de materia que contiene el objeto.

La definición intuitiva de materia, sin embargo, no resulta satisfactoria al tratar de explicar ciertos fenómenos. Por ejemplo, la desviación de la trayectoria de la luz por influencia de la gravedad de una estrella, hecho que muestra que la luz se comporta como si tuviera masa. Para poder explicar fenómenos como este, Einstein (Ulm 1879-Princeton 1955) demostró que la masa puede convertirse en energía y viceversa según la igualdad:

E = mc²

En esta igualdad, E es la energía, m la masa y c la velocidad de la luz cuando se propaga en el vacío, a 300.000 kilómetros/segundo. Así, la energía y la masa están relacionadas y pueden interconvertirse.

Nuestra idea intuitiva de materia parece similar a la que tenían los científicos hasta finales del siglo XIX. En el contexto de la química, no obstante, podemos manejarnos con nuestra idea intuitiva de materia, considerarla en su análisis como independiente de la energía y aun así ser lo suficientemente correctos en muchas de nuestras descripciones y conclusiones. Sin embargo, es necesario tener en cuenta que esta definición de materia no es válida para estudiar cualquier fenómeno que nos interese. Como sucede en otros campos de la ciencia, para la descripción de un fenómeno o problema es posible adoptar un marco teórico que, si bien se sabe que no es absolutamente correcto, puede utilizarse si se tienen en cuenta sus limitaciones (ámbito de validez).

Los fenómenos cotidianos y muchas de las experiencias que tienen lugar en los laboratorios de química involucran cantidades de materia lo suficientemente grandes como para poder apreciar estos procesos a simple vista. Sin embargo, la interpretación de estos fenómenos y experiencias descansa en un nivel de descripción que requiere del conocimiento de los bloques de construcción –no visibles a simple vista– que componen la materia.

En este apartado se hará una breve descripción histórica de las ideas que se fueron sucediendo para explicar cómo está formada la materia. Son varios los términos y expresiones que surgieron de estos aportes y que se siguen utilizando actualmente, aun con sus ambigüedades y limitaciones. De allí que esta descripción es de utilidad para mejorar la compresión de este texto.

Los filósofos en la Antigua Grecia trataron de explicar cómo se compone el mundo que nos rodea y desarrollaron el concepto de elemento para referirse a los bloques primarios fundamentales a partir de los cuales se pueden construir todos los materiales que podamos encontrar. Si bien el concepto actual de elemento N es bastante parecido al de aquella época, las características necesarias para definir qué es un elemento fueron variando a lo largo de la historia, con sucesivas correcciones basadas en la observación y el descubrimiento de nuevos materiales. Un objeto de hierro se oxida, se transforma en una nueva sustancia por contacto con el aire; una rama en una fogata se convierte en cenizas. ¿Serán el hierro o la madera manifestaciones diferentes de alguna sustancia más fundamental? Con este criterio, Empédocles N sostenía que la materia está compuesta por solo cuatro sustancias fundamentales o elementos: el aire, el fuego, la tierra y el agua, que al combinarse en distintas proporciones pueden dar origen a cualquier sustancia.

Por otro lado, Anaxágoras N –contemporáneo de Empédocles– postuló que los elementos, a los que llamó “semillas” o “gérmenes”, eran entidades diminutas, microscópicas.

AristótelesN, tomando las ideas de Empédocles, elaboró una teoría para explicar la naturaleza de la materia. A los cuatro elementos ya definidos agregó un quinto para poder explicar cómo estaban constituidas las estrellas que se mueven por el cielo sin caerse. Las estrellas debían estar hechas por un elemento perfecto, diferente de cualquiera de los objetos de la Tierra. Este quinto elemento se llamó éter, y posteriormente fue denominado quintaesencia (quinta sustancia). De acuerdo con estas ideas, las propiedades de cada elemento dependían de la combinación de atributos N, pero estos atributos –según Aristóteles– podían cambiar y causar la transformación de un elemento en otro.

Las ideas de Aristóteles primaron hasta muy avanzado el siglo XVII y fueron sostenidas incluso por la Iglesia, por lo que cuestionarlas era considerado una herejía. Sin embargo, y como hoy sabemos, no eran correctas. Durante el siglo XVII y mientras los alquimistas N aún trataban de fabricar oro a partir de otros metales, se habían encontrado sustancias como el plomo, el mercurio y el azufre, que no eran una sustancia única, ni podían descomponerse en ninguno de los elementos de Aristóteles.

Fue un alquimista irlandés de familia aristocrática, Robert BoyleN, quien en el siglo XVIII y basado en sus experimentos definió al elemento como “una sustancia material homogénea que no puede simplificarse más o descomponerse por ningún procedimiento físico o químico” (Boyle, 1661) N. Estos elementos pueden combinarse para generar compuestos, que sí podrán descomponerse en los elementos que los constituyen.

En la antigua Grecia, al desarrollo del concepto de elemento se sumó la discusión sobre la continuidad o discontinuidad de la materia. ¿Es posible dividir infinita y sucesivamente una porción de materia, un cuerpo, y que las sucesivas porciones, cada vez más pequeñas, sigan conservando las propiedades de la porción original?

Demócrito N sostuvo que, aunque parezca que los cuerpos son continuos, la materia está compuesta por partículas microscópicas, invisibles a simple vista, que adoptan distintas formas; partículas que son indivisibles e indestructibles en el tiempo. Demócrito las llamó átomos, que significa “no divisible”. Para él, la materia estaba compuesta por átomos y vacío. Bajo esta concepción –el atomismo– la materia no es continua.

La idea intuitiva de materia continua descansa en que no podemos ver los átomos y en que muchas propiedades que se manifiestan cotidianamente, aun en laboratorios científicos, muestran a los materiales como continuos N. También Aristóteles sostenía que la materia era continua, no aceptaba la idea de vacío: todo espacio tiene que estar lleno de materia porque es a través de ella que se transmite cualquier efecto. Como en el caso de los elementos, la doctrina de Aristóteles fue aceptada durante siglos, pero ahora sabemos que no es cierta.

En el año 1647, Pierre Gasendi N, un sabio francés, afirmó que todas las sustancias estaban compuestas por partículas indivisibles –los átomos–, reafirmando así las ideas de Demócrito y negando, por tanto, las ideas de Aristóteles. Para Gasendi, los átomos se diferenciaban entre sí por sus tamaños, formas y masa. Además, consideraba que, por combinación de estos átomos, se podían generar todos los cuerpos presentes en la naturaleza. En cada cuerpo, los átomos se unen en pequeños grupos a los que llamó moléculas, que significa “masas pequeñas”.

Posteriormente, en el siglo XVIII, el químico ruso Mijail Lomonósov N clasificó las moléculas en homogéneas y heterogéneas para diferenciar a las que estaban formadas por la combinación de un solo tipo de átomo de las que involucraban a más de uno. Si un cuerpo estaba formado por moléculas homogéneas se lo consideraba simple; contrariamente, si las moléculas que constituían un cuerpo eran heterogéneas se lo consideraba mixto o compuesto.

El concepto actual de elemento descansa en una visión atomista y microscópica de la composición de la materia. Al presente se conocen más de cien elementos, entre los cuales no están incluidos aire, fuego, tierra ni agua. Las ideas atomistas de Demócrito fueron muy resistidas y recién en el siglo XIX surgieron argumentos convincentes que apoyaban la existencia de los átomos. John Dalton N, maestro de escuela y químico inglés, realizó numerosas experiencias de laboratorio que dieron un aval sólido al atomismo y postuló una serie de definiciones que se han venido usando desde entonces casi sin cambios, por concordar con todos los experimentos y modelos teóricos. Antes de revisar los postulados de Dalton puede ser conveniente pasar al siguiente apartado.

A lo largo de las páginas anteriores, la descripción histórica tal vez haya dejado ambigüedades en el significado de varios términos como, por ejemplo, átomos, elementos, moléculas. En este apartado se presentarán las definiciones actuales con total precisión y se dejará para el final la definición de elemento. Comenzaremos con la caracterización de las partículas que forman la materia: los átomos, moléculas e iones. Como se verá más adelante, en la Unidad 2, los átomos están formados por partículas subatómicas, pero para analizar e interpretar muchas de las propiedades de la materia se suele situar la descripción en el nivel de los átomos, las moléculas y los iones. Al proceder de esta manera, se dice que se hace una descripción de la materia “a nivel molecular”.

Los átomos son partículas eléctricamente neutras, y se conocen actualmente más de cien clases distintas. La mayoría de los átomos tienen una fuerte tendencia a combinarse unos con otros, ya sean de la misma clase o de diferente clase. Por este motivo raramente se encuentran en la naturaleza compuestos formados por una sola clase de átomos. De las combinaciones entre átomos pueden resultar dos tipos diferentes de partículas: las moléculas y los iones.

En las moléculas, dos o más átomos se unen muy fuertemente entre sí. La fuerza de estas uniones hace que todos los átomos que forman la molécula se muevan de manera conjunta y actúen como una nueva unidad.

También los metales están formados por átomos que interaccionan entre sí. Pero hay una diferencia fundamental entre las uniones que tienen los átomos en una molécula y las uniones de los átomos en un metal. En la molécula, cada átomo está unido a un número limitado de átomos vecinos (como máximo seis y típicamente cuatro o menos de cuatro). En un trozo de metal, por el contrario, cada átomo puede considerarse unido a todo el resto de los átomos que componen la muestra metálica.

Los iones, por último, son partículas que tienen una carga eléctrica neta, negativa o positiva. La sal de mesa, por ejemplo, está formada casi completamente por iones de cloruro e iones de sodio (cloruro de sodio). En el caso del cloruro de sodio, no es correcto emplear el término “molécula” para describir las unidades que lo constituyen (Gráfico 1.2). En las unidades 2 y 3 se incorporarán los conceptos necesarios para la correcta descripción de sustancias de este tipo.

Desde otro punto de vista, tenemos otra descripción de cómo está formada la materia: por elementos o compuestos. Como se mencionara anteriormente, la actual definición de elemento requiere del conocimiento de la estructura del átomo, que se desarrollará en la Unidad 2. Un elemento se define como sustancia que está formada por una sola clase de átomos. Por ejemplo, si la sustancia es cobre, estará formada por átomos de cobre, y en este caso se dirá que todos los átomos son de la misma clase: átomos de cobre. Lo mismo podemos decir de un diamante, está formado por átomos de carbono, todos de carbono. Es importante destacar que al hablar de elemento no se hace referencia a si esos átomos de cobre, por ejemplo, están unidos entre sí, ni de qué manera. Todas las definiciones de elemento corrientemente en uso no hacen ninguna referencia a si hay o no unión entre los átomos del mismo tipo.

No se puede transformar un átomo de cobre en un átomo de carbono o de otro elemento haciendo reacciones químicas, como creían los alquimistas. Transformar una clase de átomos en otra requiere de procedimientos muchísimo más complicados, que forman parte del estudio de la física nuclear, y aun así no se pueden lograr actualmente todas las transformaciones imaginables, ni muchas menos. Cada elemento tiene asociado un símbolo químico que se usa para representarlo y algunos de ellos se incluyen en la Tabla 1.1.

Algunos elementos pueden existir bajo la forma de moléculas, pero en este caso las moléculas están formadas por la combinación de átomos de una misma clase. El oxígeno que respiramos está formado por moléculas. Cada molécula de oxígeno está formada por la combinación, por la unión, de dos átomos de oxígeno. Aun en este caso hablamos del O₂ como una forma elemental. También el ozono, O₃, es una forma elemental del oxígeno y cada molécula de ozono está formada por la unión de tres átomos de oxígeno. Es decir, el oxígeno se presenta mayoritariamente, según las condiciones, bajo dos formas elementalesN.

A las distintas formas elementales de un elemento se las llama formas alotrópicas o alótropos (Gráfico 1.3).

Los compuestos se forman por la combinación de átomos de distinto tipo de iones. Tampoco la definición de compuesto describe cómo estos átomos distintos se encuentran en la sustancia: el agua está formada por moléculas y el cloruro de sodio está formado por iones, y ambos son compuestos. Para poder saber si una determinada sustancia pura es un elemento o un compuesto, tendremos que intentar descomponerla en sustancias más simples. Si el resultado de este proceso genera una sola clase de átomos, entonces estaremos en presencia de un elemento; en cambio, si resultan dos o más tipos de átomos, hablaremos de compuestos.

La interpretación correcta de cualquier fenómeno que nos interese estudiar requiere de la correcta definición de lo que queremos observar. En este sentido, es necesario acotar y definir la porción del universo en la que estará centrado nuestro análisis y separarla del resto del universo. Esta porción del universo que se define como objeto de estudio se llama sistema o sistema materialN. El resto del universo que no constituye el sistema se llama entorno. También es necesario, para la interpretación del fenómeno que nos interesa, reconocer que el sistema y el entorno pueden interactuar a través del intercambio de materia y/o energía. De acuerdo con el tipo de intercambio que el sistema pueda establecer con el entorno se clasifican en:

• Sistema abierto: aquel que puede intercambiar materia y energía con el entorno. Por ejemplo, cualquier célula de nuestro cuerpo, ya que intercambia energía con su entorno (para regular su temperatura, por ejemplo) y además intercambia materia con su entorno (ingresan agua y otras sustancias nutritivas, por ejemplo).
• Sistema cerrado: aquel que puede intercambiar energía con el entorno, pero no materia. Por ejemplo, el aire contenido en un globo bien cerrado y que suponemos que no tiene pérdidas. Puede intercambiar energía con el entorno, puede calentarse el aire, por ejemplo, pero no puede intercambiar materia.
• Sistema aislado: es el que no puede intercambiar ni materia ni energía con el entorno. Por ejemplo, idealmente un termo con agua tibia en su interior y tapado constituye un sistema aislado, ya que no intercambia ni materia ni energía con su entorno.

Una porción de materia, un sistema material, puede presentarse fundamentalmente en tres estados de agregaciónN: sólido, líquido o gaseoso.

Estos tres estados de agregación tienen propiedades distintas. Los gases no tienen ni forma ni volumen propio, adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Podemos comprimir un gas con facilidad, es decir, forzarlo a ocupar un volumen menor, y también expandirlo para que ocupe un volumen mayor sin demasiada dificultad. Un líquido adopta la forma del recipiente que lo contiene, pero tiene volumen propio. Un sólido tiene forma y volumen propios, definidos. Los líquidos y los sólidos son difíciles de comprimir y expandir. Las diferentes características de los gases, líquidos y sólidos residen en el modo en que las partículasN que los forman interaccionan entre sí bajo determinadas condiciones. Para poder analizar y comprender estas diferencias tendremos que profundizar nuestro conocimiento acerca de la constitución microscópica de la materia.

Muchas de las formas de materia que encontramos a diario no están constituidas por una única sustancia. El aire que respiramos, el café que bebemos, el agua que sale de la canilla, son todos ejemplos de mezclas de sustancias. Podemos tomar una muestraN de aire y descomponerla en diferentes sustancias puras. Así, una sustancia pura es aquella porción de materia que tiene una composición fija y propiedades características. A las sustancias puras las podemos clasificar a su vez en elementos y compuestos, ya mencionados anteriormente.

Las mezclas son combinaciones de dos o más sustancias puras en las que cada sustancia puraN o componente de la mezcla conserva su identidad química y, por ende, sus propiedades. Por ejemplo, si agregamos una pizca de sal de mesa a un litro de agua pura, habremos formado una mezcla de dos componentes: cloruro de sodio y agua. Por evaporación del agua podremos recuperar los dos componentes originales de la mezcla. Las proporciones de los componentes en una mezcla pueden variar, en general, en un amplio rango, y habrá que especificarlas si se quiere repetir exactamente la preparación de la misma mezcla. En el Gráfico 1.4 se esquematizan las diferencias entre elementos y compuestos (sustancias puras) por un lado, y mezclas por otro.

Ya mencionamos que los distintos estados de agregación de la materia son fundamentalmente tres: sólido, líquido y gaseoso. Ahora podemos ver que las diferencias observadas descansan en sus propiedades físicas. Cuando una sustancia cambia de estado de agregación está sufriendo una transformación física. Es posible cambiar el estado de agregación de una sustancia dada modificando la temperatura de la muestra o modificando la presión que actúa sobre esta. Cada sustancia adoptará un determinado estado de agregación a determinada temperatura y presión. Por ejemplo, el agua se presentará como hielo hasta los 0 ºC y bajo la presión que la atmósfera ejerce a nivel del mar. A partir de los 0 ºC, fundirá y permanecerá como líquido en estas mismas condiciones de presión atmosférica hasta los 100 ºC, cuando entrará en ebullición, hervirá y pasará a estado gaseoso. Si observamos un charco de agua de lluvia, veremos que con el tiempo se seca. Esta transformación también implica el pasaje de agua del estado líquido al estado gaseoso, más correctamente llamado vapor, pero ocurre a temperatura ambiente y no a 100 ºC. En otras palabras, no es necesario calentar un líquido hasta su temperatura de ebullición para lograr transformarlo en vapor. La diferencia entre ebullición y evaporación radica en que, en la ebullición, todas las moléculas de agua están en condiciones de pasar al estado gaseoso, mientras que en la vaporización solo las moléculas de la superficie del líquido están en condiciones de pasar al vapor (Unidad 4).

Las mezclas homogéneas también se llaman soluciones y en ellas los componentes que las forman tienen nombres particulares: así, al componente que está en mayor proporción se lo llama solvente y a aquel o aquellos en menor proporción, soluto o solutos. También puede encontrarse que se define el solvente como el componente que determina el estado de agregación de la solución. Sin embargo, puede asignarse el nombre “solvente” a uno de los componentes sin tener en cuenta las proporciones, como suele ocurrir con el agua como solvente (soluciones acuosas). Tanto las partículas del soluto como las del solvente tienen las dimensiones de los átomos o de moléculas pequeñas.

Las soluciones pueden presentarse en estado gaseoso, líquido y sólido (Tabla 1.2).

Las mezclas heterogéneas se dividen en dispersiones coloidales y suspensiones, y a veces suele incluirse una tercera clase denominada mezclas heterogéneas groseras. En el caso de las mezclas heterogéneas, en lugar de los términos “soluto” y “solvente” se usan “fase dispersa” y “fase dispersante”, respectivamente.

A las dispersiones coloidales también se las llama simplemente coloides y pueden confundirse con soluciones si no se utiliza un método adecuado para su análisis, como mencionáramos anteriormente en el ejemplo de la leche. El límite entre soluciones y coloides, como ocurre con la distinción en las suspensiones, se basa en el tamaño de las partículas que forman el soluto o la fase dispersa. Así, las partículas de la fase dispersa en los coloides tienen diámetros que van desde 0,000000001 m (1 nm) hasta 0,0000001 metros (100 nm). Aún este tamaño de partículas dispersas es pequeño.

En las suspensiones, las partículas dispersas o suspendidas tienen diámetros aún mayores que las partículas de las dispersiones coloidales. La Tabla 1.4 reúne, a modo de resumen, las características más comúnmente usadas para caracterizar las soluciones, las dispersiones coloidales y las suspensiones.

Podemos considerar la sangre: una muestra de sangre es una suspensión, una dispersión coloidal y una solución. Los glóbulos rojos, los blancos y las plaquetas están en suspensiónN; las proteínas, en dispersión coloidal, y las sales y azúcares sencillos como la glucosa –además de otros solutos–, en solución. Este ejemplo refleja la importancia del tamaño de las partículas (células, proteínas o compuestos más sencillos) en los distintos tipos de mezclas (Gráfico 1.8).

Para finalizar, el Gráfico 1.9 resume los criterios empleados a lo largo de esta unidad para clasificar los sistemas materiales.