La química y nuestro universo: Cómo funciona todo

La química es el estudio de toda la materia, pero la materia a una escala muy particular: la de los átomos y las moléculas. El profesor Davis comienza esbozando su aproximación a este enorme tema y, a continuación, presenta la tabla periódica de los elementos, una de las herramientas conceptuales más poderosas jamás ideadas.

Los químicos disponen de unidades prácticas para tratar la materia a escala atómica. Conozca el origen y el tamaño relativo del angstrom para medir la longitud, así como la unidad de masa atómica, el mol para medir la cantidad y la escala Kelvin para la temperatura.

La luz interactúa con la materia de forma crucial. En el primero de dos segmentos sobre la naturaleza de la luz, sigan el debate sobre si la luz es una onda o una partícula, comenzando en la antigüedad. Vean cómo la teoría ondulatoria pareció triunfar en el siglo XIX y condujo al descubrimiento del espectro electromagnético.

Aunque la luz tiene propiedades ondulatorias, también se comporta como una partícula que se presenta en unidades discretas de energía, denominadas cuantos. Descubran cómo los físicos Max Planck, Albert Einstein y otros crearon una imagen revolucionaria de la luz que reconoce tanto su naturaleza ondulatoria como su naturaleza de partícula.

Desprendan las capas del átomo para investigar qué hay en su interior. Observen cómo se distribuyen los electrones, protones y neutrones, cómo dan identidad a un átomo y cómo afectan a su carga eléctrica y masa atómica. Descubran el significado de términos como isótopo, anión y catión.

Empezando por el hidrógeno, vean cómo se organizan los electrones dentro del átomo, en función de su estado energético. Pasa del revolucionario modelo del átomo de Niels Bohr a la teoría aún más precisa de Erwin Schrödinger. A continuación, tracen diferentes configuraciones de electrones en átomos cada vez más pesados.

Vuelvan a la tabla periódica para practicar la predicción de las propiedades de los elementos basándose en su estructura electrónica. A continuación, observen lo que ocurre cuando tres metales alcalinos diferentes reaccionan con el agua. La teoría prevé una diferencia pronunciada en el resultado. ¿La hay?

Pasemos a las moléculas, que son grupos de átomos que forman compuestos, así como algunos elementos. Aprendan a calcular la fórmula empírica de una molécula simple y también su fórmula molecular, la cual da el número exacto de cada tipo de átomo.

En la primera de las cinco partes sobre enlaces químicos, empiecen a desentrañar el misterio de lo que une a los átomos para formar moléculas. Investiguen cómo los enlaces moleculares reflejan la regla del octeto y se dividen en cuatro clases: enlaces iónicos, covalentes, covalentes polares y metálicos.

A principios del siglo XX, el químico Gilbert N. Lewis ideó un método sencillo para representar el plano esencial de la estructura de una molécula. Aprendan a dibujar estructuras de Lewis y utilicen esta técnica para explorar conceptos como la carga formal y la resonancia.

Vayan un paso más allá de las estructuras de Lewis para ver cómo se disponen los átomos de una molécula en tres dimensiones. La teoría VSEPR (valence-shell electron-pair repulsion theory) ofrece a los químicos una forma rápida de predecir la forma de las moléculas a partir de unos pocos supuestos básicos.

Conozcan a uno de los padres de la química física moderna, Linus Pauling. Conozcan su teoría de la hibridación orbital, que resuelve algunas de las deficiencias de la teoría VSEPR promediando la carga de los electrones en diferentes orbitales, lo que explica la peculiar geometría de ciertas moléculas.

Descubran un modelo alternativo de enlace químico: la teoría de los orbitales moleculares, desarrollada por Friedrich Hund y Robert Mulliken. Esta idea explica misterios como por qué el oxígeno es paramagnético. Vean una demostración de la atracción del oxígeno por un imán y, a continuación, utilicen la teoría de los orbitales moleculares para comprender por qué ocurre esto.

Comiencen su estudio de las reacciones químicas investigando cómo los químicos escriben las reacciones utilizando un código muy sistematizado. A continuación, el profesor Davis presenta los "cuatro grandes" tipos de reacciones químicas: síntesis, descomposición, desplazamiento simple y desplazamiento doble. También muestra cómo traducir entre medidas en moles y gramos.

La estequiometría puede sonar muy técnica, pero no es más que las proporciones relativas en las que reaccionan las sustancias químicas. Descubran cómo equilibrar una ecuación de reacción y aprendan a resolver problemas relacionados con reactivos limitantes, rendimiento teórico, porcentaje de rendimiento y reacciones optimizadas.

Analicen cómo los átomos y las moléculas pueden crear, consumir y transportar el bien más vital del universo: la energía. Practiquen el cálculo de los cambios de energía en las reacciones, exploren el concepto de entalpía (el contenido total de calor de un sistema) y aprendan cómo utilizan los químicos un aparato llamado calorímetro.

En 1840, el químico Germain Hess teorizó que el cambio de calor total en una reacción química es igual a la suma de los cambios de calor de sus pasos individuales. Estudia las implicaciones de este principio, conocido como ley de Hess. En el proceso, aprende sobre el calor de formación.

Pasemos ahora a la entropía, que es una medida del desorden. Según la segunda ley de la termodinámica, la entropía de los sistemas cerrados siempre aumenta. Observen cómo puede calcularse este cambio en las reacciones químicas utilizando la tabla de entropía absoluta.

La entalpía y la entropía son magnitudes opuestas. Sin embargo, se combinan en la ecuación de la energía libre, descubierta por el químico J. Willard Gibbs, que predice si una reacción se producirá espontáneamente. Comprueben la diferencia entre reacciones endotérmicas (que requieren calor) y exotérmicas (que liberan calor).

Investiguen las propiedades físicas que definen las fases más comunes de la materia: sólidos, líquidos y gases. A continuación, céntrense en las fuerzas intermoleculares que controlan cuál de estas fases ocupa una sustancia. Analicen el papel de las fuerzas de dispersión de London, las interacciones dipolo-dipolo y los enlaces de hidrógeno.

Analicen los acontecimientos que se producen a nivel molecular cuando las sustancias pasan de la fase sólida a la líquida o a la gaseosa. Presten especial atención al papel de la temperatura y la presión en estas transiciones. Familiarícense con una poderosa herramienta de predicción denominada diagrama de fases.

En este repaso a las propiedades de los gases, repasen las ecuaciones básicas que describen su comportamiento. Conozcan la historia de la ley de Boyle, la ley de Gay-Lussac, la ley de Charles y la ley de Avogadro. A continuación, utilicen estas cuatro expresiones para deducir la célebre ley de los gases ideales.

Apliquen la física de los cuerpos en movimiento a las innumerables partículas que componen un gas. Observen cómo la ley de Graham relaciona la masa de las partículas de gas con la velocidad a la que escapan por una pequeña abertura, proceso conocido como efusión. Vean cómo se utilizó esta técnica para enriquecer uranio para las primeras armas atómicas.

Pasemos ahora a los líquidos, que tienen un comportamiento más complicado que los gases. A ambos se les aplican las mismas fuerzas intermoleculares, pero a una distancia mucho menor en el caso de los líquidos. Exploren las propiedades resultantes, como la viscosidad, la volatilidad, la incompresibilidad y la miscibilidad. Consideren también las aplicaciones de estas cualidades.