# The Challenges of the Twenty-First Century

## Hope and Change

In 2008, American voters, tired of war and dispirited by the economic downturn, elected a relative newcomer to the political scene who inspired them and made them believe that the United States could rise above political partisanship. Barack Obamas story resembled that of many Americans: a multicultural background; a largely absent father; a single working mother; and care provided by maternal grandparents. As president, Obama would face significant challenges, including managing the economic recovery in the wake of the Great Recession, fighting the war on terror inherited from the previous administration, and implementing the healthcare reform upon which he had campaigned.

### OBAMA TAKES OFFICE

Born in Hawaii in 1961 to a Kenyan father and an American woman from Kansas, Obama excelled at school, going on to attend Occidental College in Los Angeles, Columbia University, and finally Harvard Law School, where he became the first African American president of the Harvard Law Review. As part of his education, he also spent time in Chicago working as a community organizer to help those displaced by the decline of heavy industry in the early 1980s. Obama first came to national attention when he delivered the keynote address at the 2004 Democratic National Convention while running for his first term in the U.S. Senate. Just a couple of years later, he was running for president himself, the first African American nominee for the office from either major political party.
Obamas opponent in 2008 was John McCain, a Vietnam veteran and Republican senator with the reputation of a maverick who had occasionally broken ranks with his party to support bipartisan initiatives. The senator from Arizona faced a number of challenges. As the Republican nominee, he remained closely associated with the two disastrous foreign wars initiated under the Bush administration. His late recognition of the economic catastrophe on the eve of the election did not help matters and further damaged the Republican brand at the polls. At seventy-one, he also had to fight accusations that he was too old for the job, an impression made even more striking by his energetic young challenger. To minimize this weakness, McCain chose a young but inexperienced running mate, Governor Sarah Palin of Alaska. This tactic backfired, however, when a number of poor performances in television interviews convinced many voters that Palin was not prepared for higher office ().
Senator Obama, too, was criticized for his lack of experience with foreign policy, a deficit he remedied by choosing experienced politician Joseph Biden as his running mate. Unlike his Republican opponent, however, Obama offered promises of hope and change. By sending out voter reminders on Twitter and connecting with supporters on Facebook, he was able to harness social media and take advantage of grassroots enthusiasm for his candidacy. His youthful vigor drew independents and first-time voters, and he won 95 percent of the African American vote and 44 percent of the White vote ().

### ECONOMIC AND HEALTHCARE REFORMS

Barack Obama had been elected on a platform of healthcare reform and a wave of frustration over the sinking economy. As he entered office in 2009, he set out to deal with both. Taking charge of the TARP program instituted under George W. Bush to stabilize the countrys financial institutions, Obama oversaw the distribution of some $7.77 trillion designed to help shore up the nations banking system. Recognizing that the economic downturn also threatened major auto manufacturers in the United States, he sought and received congressional authorization for $80 billion to help Chrysler and General Motors. The action was controversial, and some characterized it as a government takeover of industry. The money did, however, help the automakers earn a profit by 2011, reversing the trend of consistent losses that had hurt the industry since 2004. It also helped prevent layoffs and wage cuts. By 2013, the automakers had repaid over $50 billion of bailout funds. Finally, through the 2009 American Recovery and Reinvestment Act (ARRA), the Obama administration pumped almost $800 billion into the economy to stimulate economic growth and job creation.
More important for Obama supporters than his attempts to restore the economy was that he fulfill his promise to enact comprehensive healthcare reform. Many assumed such reforms would move quickly through Congress, since Democrats had comfortable majorities in both houses, and both Obama and McCain had campaigned on healthcare reform. However, as had occurred years before during President Clintons first term, opposition groups saw attempts at reform as an opportunity to put the political brakes on the Obama presidency. After months of political wrangling and condemnations of the healthcare reform plan as socialism, the Patient Protection and Affordable Care Act () was passed and signed into law.
The act, which created the program known as Obamacare, represented the first significant overhaul of the American healthcare system since the passage of Medicaid in 1965. Its goals were to provide all Americans with access to affordable health insurance, to require that everyone in the United States acquire some form of health insurance, and to lower the costs of healthcare. The plan, which made use of government funding, created private insurance company exchanges to market various insurance packages to enrollees.
Although the plan implemented the market-based reforms that they had supported for years, Republicans refused to vote for it. Following its passage, they called numerous times for its repeal, and more than twenty-four states sued the federal government to stop its implementation. Discontent over the Affordable Care Act helped the Republicans capture the majority in the House of Representatives in the 2010 midterm elections. It also helped spawn the Tea Party, a conservative movement focused primarily on limiting government spending and the size of the federal government.

### THE ELECTION OF 2012

By the 2012 presidential election, the Republicans, convinced Obama was vulnerable because of opposition to his healthcare program and a weak economy, nominated Mitt Romney, a well-known business executive-turned politician who had earlier signed healthcare reform into state law as governor of Massachusetts (). Romney had unsuccessfully challenged McCain for the Republican nomination in 2008, but by 2012, he had remade himself politically by moving towards the partys right wing and its newly created Tea Party faction, which was pulling the traditional conservative base further to the right with its strong opposition to abortion, gun control, and immigration.
Romney appealed to a new attitude within the Republican Party. While the percentage of Democrats who agreed that the government should help people unable to provide for themselves had remained relatively stable from 1987 to 2012, at roughly 75 to 79 percent, the percentage of Republicans who felt the same way had decreased from 62 to 40 percent over the same period, with the greatest decline coming after 2007. Indeed, Romney himself revealed his disdain for people on the lower rungs of the socioeconomic ladder when, at a fundraising event attended by affluent Republicans, he remarked that he did not care to reach the 47 percent of Americans who would always vote for Obama because of their dependence on government assistance. In his eyes, this low-income portion of the population preferred to rely on government social programs instead of trying to improve their own lives.
Starting out behind Obama in the polls, Romney significantly closed the gap in the first of three presidential debates, when he moved towards more centrist positions on many issues. Obama regained momentum in the remaining two debates and used his bailout of the auto industry to appeal to voters in the key states of Michigan and Ohio. Romneys remarks about the 47 percent hurt his position among both poor Americans and those who sympathized with them. A long-time critic of FEMA who claimed that it should be eliminated, Romney also likely lost votes in the Northeast when, a week before the election, Hurricane Sandy devastated the New England, New York, and New Jersey coasts. Obama and the federal government had largely rebuilt FEMA since its disastrous showing in New Orleans in 2005, and the agency quickly swung into action to assist the 8.5 million people affected by the disaster.
Obama won the election, but the Republicans retained their hold on the House of Representatives and the Democratic majority in the Senate grew razor-thin. Political bickering and intractable Republican resistance, including a 70 percent increase in filibusters over the 1980s, a refusal to allow a vote on some legislation, such as the 2012 jobs bill, and the glacial pace at which the Senate confirmed the Presidents judicial nominations, created political gridlock in Washington, interfering with Obamas ability to secure any important legislative victories.

### ONGOING CHALLENGES

As Obama entered his second term in office, the economy remained stagnant in many areas. On average, American students continued to fall behind their peers in the rest of the world, and the cost of a college education became increasingly unaffordable for many. Problems continued overseas in Iraq and Afghanistan, and another act of terrorism took place on American soil when bombs exploded at the 2013 Boston Marathon. At the same time, the cause of same-sex marriage made significant advances, and Obama was able to secure greater protection for the environment. He raised fuel-efficiency standards for automobiles to reduce the emissions of greenhouse gases and required coal-burning power plants to capture their carbon emissions.

### Learning and Earning

The quality of American education remains a challenge. The global economy is dominated by those nations with the greatest number of knowledge workers: people with specialized knowledge and skills like engineers, scientists, doctors, teachers, financial analysts, and computer programmers. Furthermore, American students reading, math, and critical thinking skills are less developed than those of their peers in other industrialized nations, including small countries like Estonia.
The Obama administration sought to make higher education more accessible by increasing the amount that students could receive under the federally funded Pell Grant Program, which, by the 201213 academic year, helped 9.5 million students pay for their college education. Obama also worked out a compromise with Congress in 2013, which lowered the interest rates charged on student loans. However, college tuition is still growing at a rate of 2 to 3 percent per year, and the debt burden has surpassed the $1 trillion mark and is likely to increase. With debt upon graduation averaging about $29,000, students may find their economic options limited. Instead of buying cars or paying for housing, they may have to join the boomerang generation and return to their parents homes in order to make their loan payments. Clearly, high levels of debt will affect their career choices and life decisions for the foreseeable future.
Many other Americans continue to be challenged by the state of the economy. Most economists calculate that the Great Recession reached its lowest point in 2009, and the economy has gradually improved since then. The stock market ended 2013 at historic highs, having experienced its biggest percentage gain since 1997. However, despite these gains, the nation struggled to maintain a modest annual growth rate of 2.5 percent after the Great Recession, and the percentage of the population living in poverty continues to hover around 15 percent. Income has decreased (), and, as late as 2011, the unemployment rate was still high in some areas. Eight million full-time workers have been forced into part-time work, whereas 26 million seem to have given up and left the job market.

### LGBTQ Rights

During Barack Obamas second term in office, courts began to counter efforts by conservatives to outlaw same-sex marriage. A series of decisions declared nine states prohibitions against same-sex marriage to be unconstitutional, and the Supreme Court rejected an attempt to overturn a federal court ruling to that effect in California in June 2013. Shortly thereafter, the Supreme Court also ruled that the Defense of Marriage Act of 1996 was unconstitutional, because it violated the Equal Protection Clause of the Fourteenth Amendment. These decisions seem to allow legal challenges in all the states that persist in trying to block same-sex unions.
The struggle against discrimination based on gender identity has also won some significant victories. In 2014, the U.S. Department of Education ruled that schools receiving federal funds may not discriminate against transgender students, and a board within the Department of Health and Human Services decided that Medicare should cover sexual reassignment surgery. Although very few people eligible for Medicare are transgender, the decision is still important, because private insurance companies often base their coverage on what Medicare considers appropriate and necessary forms of treatment for various conditions. Undoubtedly, the fight for greater rights for LGBTQ individuals will continue.

### Violence

Another running debate questions the easy accessibility of firearms. Between the spring of 1999, when two teens killed twelve of their classmates, a teacher, and themselves at their high school in Columbine, Colorado, and the early summer of 2014, fifty-two additional shootings or attempted shootings had occurred at schools (). Nearly always, the violence was perpetrated by young people with severe mental health problems, as at Sandy Hook elementary school in Newtown, Connecticut, in 2012. After killing his mother at home, twenty-year-old Adam Lanza went to the school and fatally shot twenty six- and seven-year-old students, along with six adult staff members, before killing himself. Advocates of stricter gun control noted a clear relationship between access to guns and mass shootings. Gun rights advocates, however, disagreed. They argued that access to guns is merely incidental.
Another shocking act of violence was the attack on the Boston Marathon. On April 15, 2013, shortly before 3:00 p.m., two bombs made from pressure cookers exploded near the finish line (). Three people were killed, and more than 250 were injured. Three days later, two suspects were identified, and a manhunt began. Later that night, the two young men, brothers who had immigrated to the United States from Chechnya, killed a campus security officer at the Massachusetts Institute of Technology, stole a car, and fled. The older, Tamerlan Tsarnaev, was killed in a fight with the police, and Dzhokhar Tsarnaev was captured the next day. In his statements to the police, Dzhokhar Tsarnaev reported that he and his brother, who he claimed had planned the attacks, had been influenced by the actions of fellow radical Islamists in Afghanistan and Iraq, but he denied they had been affiliated with any larger terrorist group.

### America and the World

In May 2014, President Obama announced that, for the most part, U.S. combat operations in Afghanistan were over. Although a residual force of ninety-eight hundred soldiers will remain to continue training the Afghan army, by 2016, all U.S. troops will have left the country, except for a small number to defend U.S. diplomatic posts.
The years of warfare have brought the United States few rewards. In Iraq, 4,475 American soldiers died and 32,220 were wounded. In Afghanistan, the toll through February 2013 was 2,165 dead and 18,230 wounded. By some estimates, the total monetary cost of the wars in Iraq and Afghanistan could easily reach $4 trillion, and the Congressional Budget Office believes that the cost of providing medical care for the veterans might climb to $8 billion by 2020.
In Iraq, the coalition led by then-Prime Minister Nouri al-Maliki was able to win 92 of the 328 seats in parliament in May 2014, and he seemed poised to begin another term as the countrys ruler. The elections, however, did not stem the tide of violence in the country. In June 2014, the Islamic State of Iraq and Syria (ISIS), a radical Islamist militant group consisting of mostly Sunni Muslims and once affiliated with al-Qaeda, seized control of Sunni-dominated areas of Iraq and Syria. On June 29, 2014, it proclaimed the formation of the Islamic State with Abu Bakr al-Baghdadi as caliph, the states political and religious leader.

### Section Summary

Despite Republican resistance and political gridlock in Washington during his first term in office, President Barack Obama oversaw the distribution of the TARP programs $7.77 trillion to help shore up the nations banking system, and Congress authorized $80 billion to help Chrysler and General Motors. The goals of Obamas Patient Protection and Affordable Care Act (Obamacare) were to provide all Americans with access to affordable health insurance, to require that everyone in the United States had some form of health insurance, and to lower the costs of healthcare. During his second term, the nation struggled to grow modestly, the percentage of the population living in poverty remained around 15 percent, and unemployment was still high in some areas. Acceptance of same-sex marriage grew, and the United States sharply reduced its military commitments in Iraq and Afghanistan.

### Review Questions

### Critical Thinking Questions


# Ideas esenciales

## Introducción

Suena el despertador y, después de darle al botón de “posponer" una o dos veces, se levanta de la cama. Se prepara una taza de café para ponerse en marcha y luego se ducha, se viste, desayuna y comprueba si hay mensajes en su teléfono. De camino a la escuela, se detiene a llenar el tanque de gasolina de su automóvil, lo que hace que casi llegue tarde al primer día de clase de Química. Mientras encuentra un asiento en el aula, lee la pregunta proyectada en la pantalla: “¡Bienvenidos a la clase! ¿Por qué debemos estudiar química?”.
¿Tiene una respuesta? Puede que estudie química porque cumple un requisito académico, pero si tiene en cuenta sus actividades cotidianas, puede que la química le resulte interesante por otras razones. Casi todo lo que se hace y se encuentra durante el día tiene que ver con la química. Hacer café, cocer huevos y tostar el pan es algo que tiene que ver con la química. Los productos que utiliza, como el jabón y el champú, los tejidos que viste, los aparatos electrónicos que lo mantienen conectado al mundo, la gasolina que impulsa su automóvil, todos ellos y otros implican sustancias y procesos químicos. Tanto si es consciente como si no, la química forma parte de su mundo cotidiano. En este curso, aprenderá muchos de los principios esenciales que subyacen en la química de la vida moderna.


# Ideas esenciales

## La química en su contexto

A lo largo de la historia de la humanidad, la gente ha intentado convertir la materia en formas más útiles. Nuestros antepasados de la Edad de Piedra tallaban trozos de sílex para convertirlos en herramientas útiles y tallaban madera para hacer estatuas y juguetes. Estos esfuerzos implicaban cambiar la forma de una sustancia sin cambiar la propia sustancia. Pero a medida que aumentaban nuestros conocimientos, los humanos empezaron a cambiar también la composición de las sustancias: la arcilla se convirtió en cerámica, las pieles se curaron para hacer prendas de vestir, los minerales de cobre se transformaron en herramientas y armas de cobre, y el grano se convirtió en pan.
Los seres humanos comenzaron a practicar la química cuando aprendieron a controlar el fuego y a utilizarlo para cocinar, fabricar cerámica y fundir metales. Posteriormente, comenzaron a separar y utilizar componentes específicos de la materia. De las plantas se aislaron diversas drogas, como el aloe, la mirra y el opio. Los tintes, como el índigo y la púrpura de Tiro, se extraían de la materia vegetal y animal. Los metales se combinaban para formar aleaciones (por ejemplo, el cobre y el estaño se mezclaban para hacer bronce) y las técnicas de fundición más elaboradas producían hierro. Los álcalis se extraían de las cenizas y los jabones se preparaban combinando estos álcalis con grasas. El alcohol se producía por fermentación y se purificaba por destilación.
Los intentos de comprender el comportamiento de la materia se remontan a más de 2500 años. Ya en el siglo VI a.C., los filósofos griegos discutían un sistema en el que el agua era la base de todas las cosas. Quizás haya oído hablar del postulado griego de que la materia está formada por cuatro elementos: tierra, aire, fuego y agua. Posteriormente, los alquimistas difundieron una amalgama de tecnologías químicas y especulaciones filosóficas desde Egipto, China y el Mediterráneo oriental, que se esforzaron por transformar "metales básicos" como el plomo en "metales nobles" como el oro, y por crear elíxires para curar enfermedades y alargar la vida ().
De la alquimia surgieron los avances históricos que condujeron a la química moderna: el aislamiento de fármacos a partir de fuentes naturales, como plantas y animales. Aunque muchas de las sustancias extraídas o procesadas de esas fuentes naturales eran fundamentales en el tratamiento de las enfermedades, muchas eran escasas. Por ejemplo, la progesterona, que es fundamental para la salud de las mujeres, empezó a estar disponible como medicamento en 1935, pero sus fuentes animales producían cantidades extremadamente pequeñas, lo que limitaba su disponibilidad y aumentaba su costo. Asimismo, en la década de 1940 se empezó a utilizar la cortisona para tratar la artritis y otros trastornos y lesiones, pero su síntesis requirió un proceso de 36 pasos. El químico Percy Lavon Julian recurrió a una fuente más abundante: la soja. Anteriormente, Julian desarrolló un laboratorio para aislar la proteína de la soja, que se utilizaba en la extinción de incendios, entre otras aplicaciones. Se centró en el uso de los esteroles de la soja (sustancias que se utilizan principalmente en las membranas de las plantas) y fue capaz de producir rápidamente progesterona y más tarde testosterona y otras hormonas. Posteriormente desarrolló un proceso para hacer lo mismo con la cortisona y sentó las bases del diseño moderno de fármacos. Dado que la soja y otras fuentes vegetales similares eran extremadamente abundantes, los fármacos pronto estuvieron se masificaron para salvar muchas vidas.

### Química: la ciencia central

La química se conoce a veces como "la ciencia central" debido a su interconexión con una amplia gama de otras disciplinas de Ciencia, Tecnología, Ingeniería y Matemáticas (Science, Technology, Engineering, and Math, STEM). La química y el lenguaje de los químicos desempeñan papeles vitales en la biología, la medicina, la ciencia de los materiales, la ciencia forense, la ciencia ambiental y muchos otros campos (). Los principios básicos de la física son esenciales para entender muchos aspectos de la química, y existe una amplia superposición entre muchas subdisciplinas de ambos campos, como la física química y la química nuclear. Las matemáticas, la informática y la teoría de la información proporcionan importantes herramientas que nos ayudan a calcular, interpretar, describir y, en general, dar sentido al mundo químico. La biología y la química convergen en la bioquímica, que es crucial para comprender los numerosos y complejos factores y procesos que mantienen vivos a los seres vivos (como nosotros). La ingeniería química, la ciencia de los materiales y la nanotecnología combinan los principios químicos y los hallazgos empíricos para producir sustancias útiles, desde la gasolina hasta los tejidos o la electrónica. La agricultura, la ciencia de los alimentos, la veterinaria y la elaboración de cerveza y vino contribuyen a proporcionar el sustento en forma de alimentos y bebidas a la población mundial. La medicina, la farmacología, la biotecnología y la botánica identifican y producen sustancias que nos ayudan a mantenernos sanos. Las ciencias medioambientales, la geología, la oceanografía y las ciencias atmosféricas incorporan muchas ideas químicas para ayudarnos a comprender y proteger mejor nuestro mundo físico. Las ideas químicas se utilizan para ayudar a entender el universo en astronomía y cosmología.
¿Cuáles son algunos de los cambios en la materia que son esenciales para la vida diaria? Digerir y asimilar los alimentos, sintetizar los polímeros que se utilizan para fabricar ropa, envases, utensilios de cocina y tarjetas de crédito y refinar el petróleo crudo para convertirlo en gasolina y otros productos son solo algunos ejemplos. A medida que avance en este curso, descubrirá muchos ejemplos diferentes de cambios en la composición y la estructura de la materia, cómo clasificar estos cambios y cómo se producen, sus causas, los cambios de energía que los acompañan y los principios y las leyes implicados. Mientras aprende sobre estas cosas, estará aprendiendo química, el estudio de la composición, las propiedades y las interacciones de la materia. La práctica de la química no se limita a los libros de química o a los laboratorios: ocurre siempre que alguien se ve envuelto en cambios en la materia o en condiciones que pueden provocar dichos cambios.

### El método científico

La química es una ciencia basada en la observación y la experimentación. Hacer química implica intentar responder preguntas y explicar observaciones en términos de las leyes y teorías de la química, utilizando procedimientos aceptados por la comunidad científica. No existe una única vía para responder una pregunta o explicar una observación, pero hay un aspecto común a todos los enfoques: cada uno de ellos utiliza conocimientos basados en experimentos que se pueden reproducir para verificar los resultados. Algunas rutas implican una hipótesis, que es una explicación tentativa de las observaciones que actúa como guía para reunir y comprobar la información. Una hipótesis se pone a prueba mediante la experimentación, el cálculo o la comparación con los experimentos de otros y, a continuación, se perfecciona según sea necesario.
Algunas hipótesis son intentos de explicar el comportamiento que se resume en leyes. Las leyes de la ciencia resumen un gran número de observaciones experimentales y describen o predicen alguna faceta del mundo natural. Si dicha hipótesis resulta ser capaz de explicar un gran número de datos experimentales, puede alcanzar el estado de teoría. Las teorías científicas son explicaciones bien fundamentadas, completas y comprobables de determinados aspectos de la naturaleza. Las teorías se aceptan porque proporcionan explicaciones satisfactorias, pero se pueden modificar si se dispone de nuevos datos. El camino del descubrimiento que lleva de la pregunta y la observación a la ley o la hipótesis a la teoría, combinado con la verificación experimental de la hipótesis y cualquier modificación necesaria de la teoría, se llama método científico ().

### Los dominios de la química

Los químicos estudian y describen el comportamiento de la materia y la energía en tres dominios diferentes: macroscópico, microscópico y simbólico. Estos dominios proporcionan diferentes formas de considerar y describir el comportamiento químico.

Macro es una palabra griega que significa "grande". El dominio macroscópico nos resulta familiar: es el reino de las cosas cotidianas que son lo suficientemente grandes como para ser percibidas directamente por la vista o el tacto humanos. En la vida cotidiana, esto incluye los alimentos que se comen y la brisa que se siente en la cara. El ámbito macroscópico incluye la química cotidiana y de laboratorio, donde observamos y medimos propiedades físicas y químicas como la densidad, la solubilidad y la inflamabilidad.
Micro viene del griego y significa "pequeño". El dominio microscópico de la química se visita a menudo en la imaginación. Algunos aspectos del dominio microscópico son visibles a través de microscopios ópticos estándar, por ejemplo, muchas células biológicas. Los instrumentos más sofisticados son capaces de obtener imágenes de entidades incluso más pequeñas, como moléculas y átomos (vea la  (b)).
Sin embargo, la mayoría de los temas del dominio microscópico de la química son demasiado pequeños para ser vistos incluso con los microscopios más avanzados y solo pueden imaginarse en la mente. Otros componentes del dominio microscópico son los iones y los electrones, los protones y los neutrones y los enlaces químicos, cada uno de los cuales es demasiado pequeño para ser visto.
El dominio simbólico contiene el lenguaje especializado utilizado para representar los componentes de los dominios macroscópico y microscópico. Los símbolos químicos (como los utilizados en la tabla periódica), las fórmulas químicas y las ecuaciones químicas forman parte del dominio simbólico, al igual que los gráficos, los dibujos y los cálculos. Estos símbolos desempeñan un papel importante en la química porque ayudan a interpretar el comportamiento del dominio macroscópico en cuanto a los componentes del dominio microscópico. Uno de los retos para los estudiantes que aprenden química es reconocer que los mismos símbolos pueden representar cosas diferentes en los dominios macroscópico y microscópico, y una de las características que hace que la química sea fascinante es el uso de un dominio que debe imaginarse para explicar el comportamiento en un dominio que puede observarse.
Una forma útil de entender los tres dominios es a través de la sustancia esencial y omnipresente del agua. Que el agua es un líquido a temperaturas moderadas, que se congela para formar un sólido a temperaturas más bajas y que hierve para formar un gas a temperaturas más altas () son observaciones macroscópicas. Pero algunas propiedades del agua caen en el dominio microscópico, es decir, lo que no se puede observar a simple vista. La descripción del agua como compuesta por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, y la explicación de la congelación y la ebullición en términos de atracciones entre estas moléculas, está dentro del ámbito microscópico. La fórmula H2O, que puede describir el agua a nivel macroscópico o microscópico, es un ejemplo del dominio simbólico. Las abreviaturas (g) para gas, (s) para sólido y (l) para líquido también son simbólicas.

### Conceptos clave y resumen

La química se ocupa de la composición, la estructura y las propiedades de la materia, así como de los modos de interconversión de las distintas formas de materia. Por ello, ocupa un lugar central en el estudio y la práctica de la ciencia y la tecnología. Los químicos utilizan el método científico para realizar experimentos, plantear hipótesis y formular leyes y desarrollar teorías, de modo que puedan comprender mejor el comportamiento del mundo natural. Para ello, operan en los ámbitos macroscópico, microscópico y simbólico. Los químicos miden, analizan, purifican y sintetizan una gran variedad de sustancias importantes para nuestra vida.

### Ejercicios de Química del final del capítulo


# Ideas esenciales

## Fases y clasificación de la materia

La materia se define como todo lo que ocupa espacio y tiene masa, y está a nuestro alrededor. Los sólidos y los líquidos son más obviamente materia: podemos ver que ocupan espacio y su peso nos indica que tienen masa. Los gases también son materia; si los gases no ocuparan espacio, un globo no se inflaría (aumentaría su volumen) al llenarse de gas.
Sólido, líquido y gaseoso son los tres estados de la materia que se encuentran comúnmente en la tierra (). Un sólido es rígido y posee una forma definida. Un líquido fluye y adopta la forma de su recipiente, salvo que forme una superficie superior plana o ligeramente curvada al actuar sobre ella la gravedad (en gravedad cero, los líquidos adoptan una forma esférica). Tanto las muestras líquidas como las sólidas tienen volúmenes que son casi independientes de la presión. Un gas toma la forma y el volumen de su recipiente.
Un cuarto estado de la materia, el plasma, se da de forma natural en el interior de las estrellas. Un plasma es un estado gaseoso de la materia que contiene un número apreciable de partículas cargadas eléctricamente (). La presencia de estas partículas cargadas confiere propiedades únicas a los plasmas que justifican su clasificación como un estado de la materia distinto de los gases. Además de las estrellas, los plasmas se encuentran en algunos otros ambientes de alta temperatura (tanto naturales como artificiales), como los rayos, ciertas pantallas de televisión e instrumentos analíticos especializados que se utilizan para detectar trazas de metales.
Algunas muestras de materia parecen tener propiedades de sólidos, líquidos o gases al mismo tiempo. Esto puede ocurrir cuando la muestra está compuesta por muchos trozos pequeños. Por ejemplo, podemos verter la arena como si fuera un líquido porque está compuesta por muchos granos pequeños de arena sólida. La materia también puede tener propiedades de más de un estado cuando es una mezcla, como ocurre con las nubes. Las nubes parecen comportarse como gases, pero en realidad son mezclas de aire (gas) y pequeñas partículas de agua (líquida o sólida).
La masa de un objeto es una medida de la cantidad de materia que contiene. Una forma de medir la masa de un objeto es medir la fuerza que se necesita para acelerar el objeto. Se necesita mucha más fuerza para acelerar un automóvil que una bicicleta porque el automóvil tiene mucha más masa. Una forma más común de determinar la masa de un objeto es utilizar una balanza para comparar su masa con una masa estándar.
Aunque el peso está relacionado con la masa, no es lo mismo. El peso se refiere a la fuerza que la gravedad ejerce sobre un objeto. Esta fuerza es directamente proporcional a la masa del objeto. El peso de un objeto cambia cuando cambia la fuerza de gravedad, pero su masa no. La masa de un astronauta no cambia solo porque vaya a la luna. Pero su peso en la luna es solo una sexta parte de su peso en la tierra porque la gravedad de la luna es solo una sexta parte de la de la tierra. Puede sentirse "sin peso" durante su viaje cuando experimenta fuerzas externas insignificantes (gravitacionales o de cualquier otro tipo), aunque, por supuesto, nunca está "sin masa".
La ley de conservación de la materia resume muchas observaciones científicas sobre la materia: afirma que no hay ningún cambio detectable en la cantidad total de materia presente cuando la materia se convierte de un tipo a otro (un cambio químico) o cambia entre los estados sólido, líquido o gaseoso (un cambio físico). La fabricación de cerveza y el funcionamiento de las pilas son ejemplos de la conservación de la materia (). Durante la elaboración de la cerveza, los ingredientes (agua, levadura, cereales, malta, lúpulo y azúcar) se convierten en cerveza (agua, alcohol, carbonatación y sustancias aromáticas) sin que se produzca una pérdida real de sustancia. Esto se ve más claramente durante el proceso de embotellado, cuando la glucosa se convierte en etanol y dióxido de carbono y la masa total de las sustancias no cambia. Esto también puede verse en una batería de plomo y ácido de un automóvil: las sustancias originales (plomo, óxido de plomo y ácido sulfúrico), que son capaces de producir electricidad, se transforman en otras sustancias (sulfato de plomo y agua) que no producen electricidad, sin que cambie la cantidad real de materia.
Aunque esta ley de conservación es válida para todas las conversiones de la materia, los ejemplos convincentes son escasos y poco frecuentes porque, fuera de las condiciones controladas de un laboratorio, rara vez recogemos todo el material que se produce durante una conversión determinada. Por ejemplo, cuando se come, se digiere y se asimila la comida, se conserva toda la materia del alimento original. Pero como una parte de la materia se incorpora al cuerpo y otra parte se excreta en forma de diversos tipos de residuos, es difícil de verificar mediante mediciones.

### Clasificación de la materia

La materia puede clasificarse en varias categorías. Dos grandes categorías son las mezclas y las sustancias puras. Una sustancia pura tiene una composición constante. Todas las muestras de una sustancia pura tienen exactamente la misma composición y propiedades. Cualquier muestra de sacarosa (azúcar de mesa) está compuesta por un 42,1 % de carbono, un 6,5 % de hidrógeno y un 51,4 % de oxígeno en masa. Cualquier muestra de sacarosa tiene también las mismas propiedades físicas, como el punto de fusión, el color y el dulzor, independientemente de la fuente de la que se haya aislado.
Las sustancias puras pueden dividirse en dos clases: elementos y compuestos. Las sustancias puras que no pueden descomponerse en sustancias más simples mediante cambios químicos se denominan elementos. El hierro, la plata, el oro, el aluminio, el azufre, el oxígeno y el cobre son ejemplos comunes de los más de 100 elementos, de los cuales unos 90 se dan de forma natural en la Tierra y unas dos docenas se han creado en laboratorios.
Las sustancias puras, formadas por dos o más elementos, se denominan compuestos. Los compuestos se descomponen mediante cambios químicos para producir elementos u otros compuestos, o ambos. El óxido de mercurio (II), un sólido anaranjado y cristalino, puede descomponerse por el calor en los elementos mercurio y oxígeno (). Cuando se calienta en ausencia de aire, el compuesto sacarosa se descompone en el elemento carbono y el compuesto agua (la fase inicial de este proceso, cuando el azúcar se vuelve marrón, se conoce como caramelización, y es lo que confiere el característico sabor dulce y a nuez a las manzanas caramelizadas, las cebollas caramelizadas y el caramelo). El cloruro de plata(I) es un sólido blanco que puede descomponerse en sus elementos, plata y cloro, por absorción de la luz. Esta propiedad es la base del uso de este compuesto en las películas fotográficas y en los lentes fotocromáticos (aquellos que se oscurecen al exponerse a la luz).
Las propiedades de los elementos combinados son diferentes a las del estado libre o no combinado. Por ejemplo, el azúcar blanco cristalino (sacarosa) es un compuesto resultante de la combinación química del elemento carbono, que es un sólido negro en una de sus formas no combinadas, y los dos elementos hidrógeno y oxígeno, que son gases incoloros cuando no están combinados. El sodio libre, un elemento que es un sólido metálico suave y brillante, y el cloro libre, un elemento que es un gas amarillo-verde, se combinan para formar el cloruro de sodio (sal de mesa), un compuesto que es un sólido blanco y cristalino.
Una mezcla está compuesta por dos o más tipos de materia que pueden estar presentes en cantidades variables y que pueden separarse mediante cambios físicos, como la evaporación (más adelante aprenderá más sobre esto). Una mezcla cuya composición varía de un punto a otro se denomina mezcla heterogénea. El aderezo italiano es un ejemplo de mezcla heterogénea (). Su composición puede variar, ya que puede prepararse con distintas cantidades de aceite, vinagre y hierbas. No es igual de un punto a otro de la mezcla: una gota puede ser mayoritariamente vinagre, mientras que otra gota puede ser mayoritariamente aceite o hierbas porque el aceite y el vinagre se separan y las hierbas se asientan. Otros ejemplos de mezclas heterogéneas son las galletas de chocolate (podemos ver los trozos de chocolate, las nueces y la masa de las galletas por separado) y el granito (podemos ver el cuarzo, la mica, el feldespato, etc.).
Una mezcla homogénea, también llamada solución, presenta una composición uniforme y parece visualmente igual en todo momento. Un ejemplo de solución es una bebida deportiva, que consiste en agua, azúcar, colorante, aromatizante y electrolitos mezclados uniformemente (). Cada gota de una bebida deportiva sabe igual porque cada gota contiene las mismas cantidades de agua, azúcar y otros componentes. Tenga en cuenta que la composición de una bebida deportiva puede variar: puede estar hecha con algo más o menos de azúcar, saborizantes u otros componentes, y seguir siendo una bebida deportiva. Otros ejemplos de mezclas homogéneas son el aire, el sirope de arce, la gasolina y una solución de sal en agua.
Aunque hay poco más de 100 elementos, decenas de millones de compuestos químicos resultan de diferentes combinaciones de estos elementos. Cada compuesto tiene una composición específica y posee propiedades químicas y físicas definidas que lo distinguen de todos los demás compuestos. Y, por supuesto, hay innumerables formas de combinar elementos y compuestos para formar diferentes mezclas. En la  se muestra un resumen de cómo distinguir entre las distintas clasificaciones principales de la materia.
El 99 % de la corteza terrestre y la atmósfera están compuestas por, aproximadamente, once elementos (). El oxígeno constituye casi la mitad y el silicio alrededor de la cuarta parte de la cantidad total de estos elementos. La mayoría de los elementos de la Tierra se encuentran en combinaciones químicas con otros elementos; aproximadamente una cuarta parte de los elementos se encuentran también en estado libre.

### Átomos y moléculas

Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que tiene las propiedades de ese elemento y puede entrar en una combinación química. Consideremos el elemento oro, por ejemplo. Imagine que corta una pepita de oro por la mitad, luego corta una de las mitades por la mitad y repite este proceso hasta que queda un trozo de oro tan pequeño que no se puede cortar por la mitad (por muy pequeño que sea su cuchillo). Esta pieza de oro de tamaño mínimo es un átomo (del griego átomos, que significa "indivisible") (). Este átomo dejaría de ser oro si se dividiera más.
La primera sugerencia de que la materia está compuesta por átomos se atribuye a los filósofos griegos Leucipo y Demócrito, que desarrollaron sus ideas en el siglo V a. C. Sin embargo, no fue hasta principios del siglo XIX cuando John Dalton (1766-1844), un maestro de escuela británico muy interesado en la ciencia, apoyó esta hipótesis con mediciones cuantitativas. Desde entonces, repetidos experimentos han confirmado muchos aspectos de esta hipótesis, y se ha convertido en una de las teorías centrales de la química. Otros aspectos de la teoría atómica de Dalton se siguen utilizando, pero con pequeñas revisiones (los detalles de la teoría de Dalton se proporcionan en el capítulo sobre átomos y moléculas).
Un átomo es tan pequeño que su tamaño es difícil de imaginar. Una de las cosas más pequeñas que podemos ver a simple vista es un solo hilo de una tela de araña: Estas hebras tienen un diámetro de aproximadamente 1/10.000 de un centímetro (0,0001 cm). Aunque la sección transversal de una hebra es casi imposible de ver sin un microscopio, es enorme a escala atómica. Un solo átomo de carbono en la red tiene un diámetro de unos 0,000000015 centímetros, y se necesitarían unos 7.000 átomos de carbono para abarcar el diámetro de la hebra. Para ponerlo en perspectiva, si un átomo de carbono tuviera el tamaño de una moneda de diez centavos, la sección transversal de una hebra sería mayor que un campo de fútbol, lo que requeriría unos 150 millones de “monedas de diez centavos" de átomos de carbono para cubrirla. La  muestra vistas microscópicas y a nivel atómico cada vez más cercanas de algodón ordinario.
Un átomo es tan ligero que su masa también es difícil de imaginar. Mil millones de átomos de plomo (1.000.000.000 de átomos) pesan aproximadamente 3  10-13 gramos, una masa demasiado ligera para ser pesada incluso en las balanzas más sensibles del mundo. Se necesitarían más de 300.000.000.000.000 de átomos de plomo (300 billones, o 3  1014) para ser pesados, y solo pesarían 0,0000001 gramos.
Es raro encontrar colecciones de átomos individuales. Solo unos pocos elementos, como los gases helio, neón y argón, están formados por un conjunto de átomos individuales que se mueven independientemente unos de otros. Otros elementos, como los gases hidrógeno, nitrógeno, oxígeno y cloro, se componen de unidades formadas por pares de átomos (). Una forma del elemento fósforo consiste en unidades compuestas por cuatro átomos de fósforo. El elemento azufre existe en varias formas, una de las cuales consiste en unidades compuestas por ocho átomos de azufre. Estas unidades se denominan moléculas. Una molécula está formada por dos o más átomos unidos por fuerzas fuertes llamadas enlaces químicos. Los átomos de una molécula se mueven como una unidad, como las latas de refresco de un paquete de seis o un manojo de llaves unidas en un mismo llavero. Una molécula puede estar formada por dos o más átomos idénticos, como las moléculas de los elementos hidrógeno, oxígeno y azufre, o puede estar formada por dos o más átomos diferentes, como las moléculas del agua. Cada molécula de agua es una unidad que contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Cada molécula de glucosa es una unidad que contiene 6 átomos de carbono, 12 de hidrógeno y 6 de oxígeno. Al igual que los átomos, las moléculas son increíblemente pequeñas y ligeras. Si un vaso de agua ordinario se ampliara al tamaño de la Tierra, las moléculas de agua de su interior tendrían el tamaño de una pelota de golf.

### Conceptos clave y resumen

La materia es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. El bloque básico de la materia es el átomo, la unidad más pequeña de un elemento que puede formar combinaciones con átomos del mismo tipo o con átomos de otros elementos. En muchas sustancias, los átomos se combinan en moléculas. En la Tierra, la materia existe comúnmente en tres estados: sólidos, de forma y volumen fijos; líquidos, de forma variable, pero volumen fijo; y gases, de forma y volumen variables. En condiciones de alta temperatura, la materia también puede existir como plasma. La mayor parte de la materia es una mezcla: Se compone de dos o más tipos de materias que pueden estar presentes en cantidades variables y pueden separarse por medios físicos. Las mezclas heterogéneas varían su composición de un punto a otro; las mezclas homogéneas tienen la misma composición de un punto a otro. Las sustancias puras están formadas por un solo tipo de materia. Una sustancia pura puede ser un elemento, que consta de un solo tipo de átomo y no puede descomponerse mediante un cambio químico, o un compuesto, que consta de dos o más tipos de átomos.

### Ejercicios de química del final del capítulo


# Ideas esenciales

## Propiedades físicas y químicas

Las características que distinguen una sustancia de otra se llaman propiedades. Una propiedad física es una característica de la materia que no está asociada a un cambio en su composición química. Algunos ejemplos conocidos de propiedades físicas son la densidad, el color, la dureza, los puntos de fusión y ebullición y la conductividad eléctrica. Algunas propiedades físicas, como la densidad y el color, pueden observarse sin cambiar el estado físico de la materia. Otras propiedades físicas, como la temperatura de fusión del hierro o la temperatura de congelación del agua, solo pueden observarse cuando la materia sufre un cambio físico. Un cambio físico es un cambio en el estado o las propiedades de la materia sin que se produzca un cambio en las identidades químicas de las sustancias contenidas en la materia. Los cambios físicos se observan cuando la cera se derrite, cuando el azúcar se disuelve en el café y cuando el vapor se condensa en agua líquida (). Otros ejemplos de cambios físicos son la magnetización y desmagnetización de metales (como se hace con las etiquetas de seguridad antirrobo habituales) y la molienda de sólidos en polvo (que a veces puede producir cambios de color notables). En cada uno de estos ejemplos, hay un cambio en el estado físico, la forma o las propiedades de la sustancia, pero no hay cambio en su composición química.
El cambio de un tipo de materia en otro tipo (o la incapacidad de cambiar) es una propiedad química. Algunos ejemplos de propiedades químicas son la inflamabilidad, la toxicidad, la acidez y muchos otros tipos de reactividad. El hierro, por ejemplo, se combina con el oxígeno en presencia del agua para formar óxido; el cromo no se oxida (). La nitroglicerina es muy peligrosa porque explota con facilidad; el neón no representa casi ningún peligro porque es muy poco reactivo.
Un cambio químico siempre produce uno o más tipos de materia que difieren de la materia presente antes del cambio. La formación de óxido es un cambio químico porque el óxido es un tipo de materia diferente del hierro, el oxígeno y el agua presentes antes de que se formara el óxido. La explosión de la nitroglicerina es un cambio químico porque los gases producidos son tipos de materia muy diferentes de la sustancia original. Otros ejemplos de cambios químicos son las reacciones que se llevan a cabo en un laboratorio (como la reacción del cobre con el ácido nítrico), todas las formas de combustión (quema) y la cocción, digestión o putrefacción de los alimentos ().
Las propiedades de la materia se dividen en dos categorías. Si la propiedad depende de la cantidad de materia presente, es una propiedad extensiva. La masa y el volumen de una sustancia son ejemplos de propiedades extensivas; por ejemplo, un galón de leche tiene una masa mayor que un vaso de leche. El valor de una propiedad extensiva es directamente proporcional a la cantidad de materia en cuestión. Si la propiedad de una muestra de materia no depende de la cantidad de materia presente, es una propiedad intensiva. La temperatura es un ejemplo de propiedad intensiva. Si el galón y la taza de leche están cada uno a 20 °C (temperatura ambiente), cuando se combinan, la temperatura sigue siendo de 20 °C. Como otro ejemplo, considere las propiedades distintas, pero relacionadas del calor y la temperatura. Una gota de aceite de cocina caliente salpicada en el brazo provoca una breve y leve molestia, mientras que una olla de aceite caliente produce graves quemaduras. Tanto la gota como la olla de aceite están a la misma temperatura (propiedad intensiva), pero la olla contiene claramente mucho más calor (propiedad extensiva).
Aunque muchos elementos difieren drásticamente en sus propiedades químicas y físicas, algunos elementos tienen propiedades similares. Por ejemplo, muchos elementos conducen bien el calor y la electricidad, mientras que otros son conductores deficientes. Estas propiedades pueden utilizarse para clasificar los elementos en tres clases: metales (elementos que conducen bien), no metales (elementos que conducen de forma deficiente) y metaloides (elementos que tienen conductividades intermedias).
La tabla periódica es una tabla que agrupa los elementos con propiedades similares (). Aprenderá más sobre la tabla periódica a medida que continúe su estudio de la química.

### Conceptos clave y resumen

Todas las sustancias tienen propiedades físicas y químicas distintas, y pueden sufrir cambios físicos o químicos. Las propiedades físicas, como la dureza y el punto de ebullición, y los cambios físicos, como la fusión o la congelación, no implican un cambio en la composición de la materia. Las propiedades químicas, como la inflamabilidad y la acidez, y los cambios químicos, como la oxidación, implican la producción de una materia diferente a la presente.
Las propiedades medibles pertenecen a una de las dos categorías. Las propiedades extensivas dependen de la cantidad de materia presente, por ejemplo, la masa del oro. Las propiedades intensivas no dependen de la cantidad de materia presente, por ejemplo, la densidad del oro. El calor es un ejemplo de propiedad extensiva, y la temperatura es un ejemplo de propiedad intensiva.

### Ejercicios de Química del final del capítulo


# Ideas esenciales

## Mediciones

Las mediciones proporcionan gran parte de la información que sirve de base a las hipótesis, teorías y leyes que describen el comportamiento de la materia y la energía en los dominios macroscópico y microscópico de la química. Toda medición proporciona tres tipos de información: el tamaño o la magnitud de la medición (un número); un patrón de comparación para la medición (una unidad); y una indicación de la incertidumbre de la medición. Mientras que el número y la unidad se representan explícitamente cuando se escribe una cantidad, la incertidumbre es un aspecto del resultado de la medición que se representa más implícitamente y que se tratará más adelante.
El número de la medida puede representarse de diferentes maneras, incluida la forma decimal y la notación científica. (La notación científica también se conoce como notación exponencial; en el Apéndice B se puede encontrar una revisión de este tema). Por ejemplo, el peso máximo de despegue de un avión Boeing 777-200ER es de 298.000 kilogramos, lo que también puede escribirse como 2,98  105 kg. La masa del mosquito medio es de unos 0,0000025 kilogramos, lo que puede escribirse como 2,5  10-6 kg.
Las unidades, como los litros, las libras y los centímetros, son estándares de comparación para las mediciones. Una botella de 2 litros de un refresco contiene un volumen de bebida que es el doble del volumen aceptado de 1 litro. La carne con la que se prepara una hamburguesa de 0,25 libras pesa una cuarta parte de lo que se acepta como peso de 1 libra. Sin unidades, un número puede carecer de sentido, ser confuso o poner en peligro la vida. Supongamos que un médico prescribe fenobarbital para controlar las convulsiones de un paciente y establece una dosis de "100" sin especificar las unidades. Esto no solo será confuso para el profesional médico que administra la dosis, sino que las consecuencias pueden ser fatales: 100 mg administrados tres veces al día pueden ser eficaces como anticonvulsivos, pero una sola dosis de 100 g es más de 10 veces la cantidad letal.
En la  se enumeran las unidades de medida de siete propiedades fundamentales ("unidades base"). Los estándares de estas unidades se fijan por acuerdo internacional y se denominan como el Sistema Internacional de Unidades o Unidades SI (del francés, “Le Système International d'Unités”). El Instituto Nacional de Normas y Tecnología (National Institute of Standards and Technology, NIST) de los Estados Unidos utiliza las unidades del SI desde 1964. Las unidades para otras propiedades pueden derivarse de estas siete unidades base.
Las unidades de medida cotidianas suelen definirse como fracciones o múltiplos de otras unidades. La leche se suele envasar en recipientes de 1 galón (4 cuartos), 1 cuarto (0,25 galones) y una pinta (0,5 cuartos). Este mismo enfoque se utiliza con las unidades del SI, pero estas fracciones o múltiplos son siempre potencias de 10. Las unidades fraccionarias o múltiples del SI se nombran utilizando un prefijo y el nombre de la unidad base. Por ejemplo, una longitud de 1.000 metros también se llama kilómetro porque el prefijo kilo significa "mil", que en notación científica es 103 (1 kilómetro = 1.000 m = 103 m). Los prefijos utilizados y las potencias a las que se elevan 10 se encuentran en la .

### Unidades básicas del SI

Las unidades iniciales del sistema métrico, que acabaron evolucionando hacia el sistema SI, se establecieron en Francia durante la Revolución Francesa. Los estándares originales del metro y el kilogramo fueron adoptados allí en 1799 y, con el tiempo, por otros países. En esta sección se presentan cuatro de las unidades básicas del SI utilizadas habitualmente en química. En capítulos posteriores se introducirán otras unidades del SI.

### Longitud

La unidad estándar de longitud, tanto en el sistema SI como en el sistema métrico original, es el metro (m). Un metro se especificó originalmente como 1/10.000.000 de la distancia del Polo Norte al ecuador. Ahora se define como la distancia que recorre la luz en el vacío en 1/299.792.458 de segundo. Un metro es aproximadamente 3 pulgadas más largo que una yarda (); un metro es aproximadamente 39,37 pulgadas o 1,094 yardas. Las distancias más largas suelen indicarse en kilómetros (1 km = 1.000 m = 103 m), mientras que las más cortas pueden indicarse en centímetros (1 cm = 0,01 m = 10–2 m) o en milímetros (1 mm = 0,001 m = 10–3 m).

### Masa

La unidad estándar de masa en el sistema SI es el kilogramo (kg). El kilogramo fue definido anteriormente por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) como la masa de un objeto de referencia específico. Este objeto era originalmente un litro de agua pura, y más recientemente era un cilindro de metal hecho de una aleación de platino-iridio con una altura y un diámetro de 39 mm (). En mayo de 2019, esta definición se cambió por otra que se basa en valores medidos con precisión de varias constantes físicas fundamentalesPara conocer más detalles, consulte https://www.nist.gov/pml/weights-and-measures/si-units-mass. Un kilo es aproximadamente 2,2 libras. El gramo (g) es exactamente igual a 1/1.000 de la masa del kilogramo (10–3 kg).

### Temperatura

La temperatura es una propiedad intensiva. La unidad de temperatura del SI es el kelvin (K). La convención de la IUPAC es utilizar kelvin (todo en minúsculas) para la palabra, K (en mayúsculas) para el símbolo de la unidad, y no usar ni la palabra "grado" ni el símbolo de grado (°). El grado Celsius (°C) también está permitido en el sistema SI, utilizándose tanto la palabra "grado" como el símbolo de grado para las mediciones Celsius. Los grados Celsius tienen la misma magnitud que los kelvin, pero las dos escalas colocan sus ceros en lugares diferentes. El agua se congela a 273,15 K (0 °C) y hierve a 373,15 K (100 °C) por definición, y la temperatura normal del cuerpo humano es de aproximadamente 310 K (37 °C). La conversión entre estas dos unidades y la escala Fahrenheit se tratará más adelante en este capítulo.

### Tiempo

La unidad básica de tiempo del SI es el segundo (s). Los intervalos de tiempo pequeños y grandes pueden expresarse con los prefijos adecuados; por ejemplo, 3 microsegundos = 0,000003 s = 3  10-6 y 5 megasegundos = 5.000.000 s = 5  106 s. También se pueden utilizar horas, días y años.

### Unidades derivadas del SI

Podemos derivar muchas unidades a partir de las siete unidades básicas del SI. Por ejemplo, podemos utilizar la unidad base de longitud para definir una unidad de volumen, y las unidades base de masa y longitud para definir una unidad de densidad.

### Volumen

El volumen es la medida de la cantidad de espacio que ocupa un objeto. La unidad de volumen estándar del SI está definida por la unidad base de longitud (). El volumen estándar es un metro cúbico (m, un cubo con una longitud de arista de exactamente un metro. Para dispensar un metro cúbico de agua, podríamos construir una caja cúbica con longitudes de borde de exactamente un metro. Esta caja contendría un metro cúbico de agua o cualquier otra sustancia.
Una unidad de volumen más utilizada se deriva del decímetro (0,1 m, o 10 cm). Un cubo con longitudes de aristas de exactamente un decímetro contiene un volumen de un decímetro cúbico (dm3). Un litro (L)  es el nombre más común para el decímetro cúbico. Un litro es aproximadamente 1,06 cuartos de galón.
Un centímetro cúbico (cm es el volumen de un cubo con una longitud de arista de exactamente un centímetro. La abreviatura cc (de centímetro cúbico) es utilizada a menudo por los profesionales de la salud. Un centímetro cúbico equivale a un mililitro (mL) y es 1/1.000 de un litro.

### Densidad

Utilizamos la masa y el volumen de una sustancia para determinar su densidad. Por lo tanto, las unidades de densidad se definen por las unidades base de masa y longitud.
La densidad de una sustancia es la relación entre la masa de una muestra de la sustancia y su volumen. La unidad del SI para la densidad es el kilogramo por metro cúbico (kg/m3). Sin embargo, para muchas situaciones, esta es una unidad inconveniente, y a menudo utilizamos gramos por centímetro cúbico (g/cm3) para las densidades de sólidos y líquidos, y gramos por litro (g/L) para los gases. Aunque hay excepciones, la mayoría de los líquidos y sólidos tienen densidades que oscilan entre unos 0,7 g/cm3 (la densidad de la gasolina) y 19 g/cm3 (la densidad del oro). La densidad del aire es de aproximadamente 1,2 g/L. La  muestra las densidades de algunas sustancias comunes.
Aunque hay muchas formas de determinar la densidad de un objeto, quizá el método más sencillo consista en hallar por separado la masa y el volumen del objeto, y luego dividir la masa de la muestra entre su volumen. En el siguiente ejemplo, la masa se halla directamente mediante el pesaje, pero el volumen se halla indirectamente mediante las mediciones de la longitud.

### Conceptos clave y resumen

Las mediciones proporcionan información cuantitativa que es fundamental en el estudio y la práctica de la química. Cada medida tiene una cantidad, una unidad de comparación y una incertidumbre. Las medidas pueden representarse en notación decimal o científica. Los científicos utilizan principalmente unidades del SI (Sistema Internacional), como los metros, los segundos y los kilogramos, así como unidades derivadas, como los litros (para el volumen) y los g/cm3 (para la densidad). En muchos casos, es conveniente utilizar prefijos que den lugar a unidades fraccionarias y múltiples, como microsegundos (10-6 segundos) y megahercios (106 hercios), respectivamente.

### Ecuaciones clave

### Ejercicios de Química del final del capítulo


# Ideas esenciales

## Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones

El conteo es el único tipo de medición que está libre de incertidumbre, siempre que el número de objetos contados no cambie mientras se realiza el proceso de conteo. El resultado de esta medición de conteo es un ejemplo de número exacto. Al contar los huevos de un cartón, se puede determinar exactamente cuántos huevos contiene el cartón. Los números de las cantidades definidas también son exactos. Por definición, 1 pie es exactamente 12 pulgadas, 1 pulgada es exactamente 2,54 centímetros y 1 gramo es exactamente 0,001 kilogramos. Sin embargo, las cantidades derivadas de mediciones distintas del conteo son inciertas en mayor o menor medida debido a las limitaciones prácticas del proceso de medición utilizado.

### Cifras significativas en la medición

Los números de las cantidades medidas, a diferencia de las cantidades definidas o contadas directamente, no son exactos. Para medir el volumen de un líquido en una probeta graduada, debe hacer una lectura en el fondo del menisco, el punto más bajo de la superficie curva del líquido.
Consulte la ilustración en la . El fondo del menisco en este caso se encuentra claramente entre las marcas 21 y 22, lo que significa que el volumen de líquido es ciertamente mayor de 21 mL, pero menor de 22 mL. El menisco parece estar un poco más cerca de la marca de 22 mL que de la de 21 mL, por lo que una estimación razonable del volumen del líquido sería de 21,6 mL. En el número 21,6, por tanto, los dígitos 2 y 1 son ciertos, pero el 6 es una estimación. Algunas personas podrían estimar que la posición del menisco está igualmente distante de cada una de las marcas y estimar el dígito de la décima posición como 5, mientras que otras podrían pensar que está aún más cerca de la marca de 22 mL y estimar este dígito como 7. Tenga en cuenta que sería inútil intentar estimar un dígito para la centésima, dado que el dígito de la décima es incierto. En general, las escalas numéricas como la de este cilindro graduado permitirán realizar mediciones hasta la décima parte de la división más pequeña de la escala. La escala en este caso tiene divisiones de 1 mL, por lo que los volúmenes pueden medirse con una precisión de 0,1 mL.
Este concepto es válido para todas las mediciones, incluso si no se hace una estimación de forma activa. Si coloca una moneda de 25 centavos en una balanza electrónica estándar, puede obtener una lectura de 6,72 g. Las cifras 6 y 7 son ciertas, y el 2 indica que la masa de la moneda de 25 centavos está probablemente entre 6,71 y 6,73 gramos. La moneda de 25 centavos pesa aproximadamente 6,72 gramos, con una incertidumbre nominal en la medición de ± 0,01 gramos. Si la moneda se pesa en una balanza más sensible, la masa podría ser de 6,723 g. Esto significa que su masa está entre 6,722 y 6,724 gramos, lo que supone una incertidumbre de 0,001 gramos. Toda medición tiene cierta incertidumbre, que depende del dispositivo utilizado (y de la habilidad del usuario). Todos los dígitos de una medida, incluido el último dígito incierto, se denominan cifras significativas o dígitos significativos. Tenga en cuenta que el cero puede ser un valor medido; por ejemplo, si se sube a una balanza que muestra el peso a la libra más cercana y muestra "120", entonces el 1 (centenas), el 2 (decenas) y el 0 (unidades) son todos valores significativos (medidos).
Un resultado de medición se comunica correctamente cuando sus dígitos significativos representan con precisión la certeza del proceso de medición. Pero ¿qué pasaría si se analizara un valor notificado y se intentara determinar qué es significativo y qué no? Bueno, para empezar, todos los dígitos que no son ceros son significativos, y los ceros son los únicos que requieren alguna reflexión. Utilizaremos los términos "inicial", “último" y "cautivo" para los ceros y estudiaremos cómo tratarlos.
Empezando por el primer dígito distinto de cero a la izquierda, cuente este dígito y todos los dígitos restantes a la derecha. Es el número de cifras significativas de la medida, a menos que el último dígito sea un cero a la izquierda del punto decimal.
Los ceros cautivos son el resultado de la medición y, por tanto, siempre son significativos. Los ceros a la izquierda, sin embargo, nunca son significativos; simplemente nos indican dónde se encuentra el punto decimal.
Los ceros a la izquierda en este ejemplo no son significativos. Podríamos utilizar la notación exponencial (como se describe en el Apéndice B) y expresar el número como 8,32407  10-3; entonces el número 8,32407 contiene todas las cifras significativas, y 10-3 ubica el punto decimal.
El número de cifras significativas es incierto en un número que termina con un cero a la izquierda de la ubicación del punto decimal. Los ceros de la medida 1.300 gramos podrían ser significativos o simplemente indicar dónde se encuentra el punto decimal. La ambigüedad puede resolverse con el uso de la notación exponencial: 1,3  103 (dos cifras significativas), 1,30  103 (tres cifras significativas, si se miden las decenas), o 1.300  103 (cuatro cifras significativas, si también se midió el lugar de las unidades). En los casos en los que solo se dispone del número con formato decimal, es prudente asumir que todos los últimos ceros no son significativos.
Al determinar las cifras significativas, asegúrese de prestar atención a los valores comunicados y piense en la medición y las cifras significativas en términos de lo que es razonable o probable al evaluar si el valor tiene sentido. Por ejemplo, el censo oficial de enero de 2014 informó de que la población residente en los EE. UU. era de 317.297.725 personas. ¿Cree usted que la población de los EE. UU. se determinó correctamente con las nueve cifras significativas indicadas, es decir, con el número exacto de personas? Constantemente las personas nacen, mueren o se trasladan al país o fuera de él, y se hacen suposiciones para tener en cuenta el gran número de personas que no se contabilizan realmente. Debido a estas incertidumbres, podría ser más razonable esperar que conozcamos la población con una aproximación de un millón de personas, en cuyo caso la población debería indicarse como 3,17  108 personas.

### Cifras significativas en los cálculos

Un segundo principio importante de la incertidumbre es que los resultados calculados a partir de una medición son al menos tan inciertos como la propia medición. Hay que tener en cuenta la incertidumbre de las mediciones para no tergiversarla en los resultados calculados. Una forma de hacerlo es informar del resultado de un cálculo con el número correcto de cifras significativas, que está determinado por las siguientes tres reglas de redondeo de números:
1. Al sumar o restar números, redondee el resultado al mismo número de decimales que el número con menos decimales (el valor menos seguro en términos de suma y resta).
2. Al multiplicar o dividir números, redondee el resultado al mismo número de cifras que el número con el menor número de cifras significativas (el menor valor seguro en términos de multiplicación y división).
3. Si el dígito que hay que descartar (el que está inmediatamente a la derecha del dígito que hay que retener) es inferior a 5, "se redondea hacia abajo" y se mantiene el dígito sin modificar; si es superior a 5, "se redondea hacia arriba" y se incrementa el dígito retenido en 1. Si el dígito eliminado es 5, y es el último dígito del número o está seguido solo por ceros, redondee hacia arriba o hacia abajo, lo que dé un valor par para el dígito retenido. Si algún dígito distinto de cero sigue al 5 descartado, redondee hacia arriba. (La última parte de esta regla puede parecerle un poco extraña, pero se basa en estadísticas fiables y tiene por objeto evitar cualquier sesgo al descartar el dígito "5", ya que se acerca por igual a los dos valores posibles del dígito retenido).
Los siguientes ejemplos ilustran la aplicación de esta regla en el redondeo de algunos números diferentes a tres cifras significativas:
1. 0,028675 se redondea a 0,0287 (el dígito descartado, 7, es mayor que 5)
2. 18,3384 se redondea "hacia abajo" a 18,3 (el dígito descartado, 3, es menor que 5)
3. 6,8752 redondea "hacia arriba" a 6,88 (el dígito descartado es 5, y le sigue un dígito distinto de cero)
4. 92,85 redondea "hacia abajo" a 92,8 (el dígito descartado es 5, y el dígito retenido es par)
Repasemos estas reglas con algunos ejemplos.
En medio de todos estos tecnicismos, es importante tener en cuenta la razón de ser de estas reglas sobre las cifras significativas y el redondeo: representar correctamente la certeza de los valores comunicados y garantizar que un resultado calculado no se represente como más seguro que el valor menos seguro utilizado en el cálculo.

### Precisión y exactitud

Los científicos suelen realizar mediciones repetidas de una cantidad para garantizar la calidad de sus hallazgos y evaluar tanto la precisión como la exactitud de sus resultados. Se dice que las mediciones son precisas si dan resultados muy similares cuando se repiten de la misma manera. Se considera que una medición es exacta si da un resultado muy cercano al valor verdadero o aceptado. Los valores precisos coinciden entre sí; los valores exactos coinciden con un valor verdadero. Estas caracterizaciones pueden extenderse a otros contextos, como los resultados de una competición de tiro con arco ().
Supongamos que a una química de control de calidad de una empresa farmacéutica se le encarga la comprobación de la exactitud y la precisión de tres máquinas diferentes que deben dispensar 10 onzas (296 mL) de sirope para la tos en frascos de almacenamiento. Procede a utilizar cada máquina para llenar cinco botellas y luego determina cuidadosamente el volumen real dispensado, obteniendo los resultados tabulados en la .
Teniendo en cuenta estos resultados, informará de que el dispensador N.º 1 es preciso (los valores son todos cercanos entre sí, con una diferencia de unas pocas décimas de mililitro) pero no es exacto (ninguno de los valores se acerca al valor objetivo de 296 mL, siendo cada uno de ellos más de 10 mL demasiado bajo). Los resultados del dispensador N.º 2 representan una mayor exactitud (cada volumen está a menos de 3 mL de 296 mL) pero una peor precisión (los volúmenes varían en más de 4 mL). Por último, puede informar que el dispensador N.º 3 funciona bien, dispensando el sirope para la tos con precisión (todos los volúmenes están a 0,1 mL del volumen objetivo) y con exactitud (los volúmenes difieren entre sí en no más de 0,2 mL).

### Conceptos clave y resumen

Las cantidades pueden definirse o medirse. Las cantidades medidas tienen una incertidumbre asociada que está representada por el número de cifras significativas del número de la cantidad. La incertidumbre de una cantidad calculada depende de las incertidumbres de las cantidades utilizadas en el cálculo y se refleja en el redondeo del valor. Las cantidades se caracterizan con respecto a la exactitud (proximidad a un valor verdadero o aceptado) y la precisión (variación entre los resultados de las mediciones repetidas).

### Ejercicios de Química del final del capítulo


# Ideas esenciales

## Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones

A menudo ocurre que una cantidad de interés puede no ser fácil (ni incluso posible) de medir directamente, sino que debe calcularse a partir de otras propiedades medidas directamente y de relaciones matemáticas adecuadas. Por ejemplo, considere la posibilidad de medir la rapidez media de un atleta que corre “sprints”. Esto se consigue normalmente midiendo el tiempo que necesita el atleta para correr desde la línea de salida hasta la línea de meta, y la distancia entre estas dos líneas, y luego calculando la velocidad a partir de la ecuación que relaciona estas tres propiedades:
Un velocista de calidad olímpica puede correr 100 m en aproximadamente 10 s, lo que corresponde a una rapidez media de
Observe que esta simple aritmética consiste en dividir los números de cada cantidad medida para obtener el número de la cantidad calculada (100/10 = 10)  y, del mismo modo, dividir las unidades de cada cantidad medida para obtener la unidad de la cantidad calculada (m/s = m/s). Ahora, considere la posibilidad de utilizar esta misma relación para predecir el tiempo que necesita una persona que corre a esta velocidad, para poder recorrer una distancia de 25 m. Se utiliza la misma relación entre las tres propiedades, pero en este caso, las dos cantidades proporcionadas son una velocidad (10 m/s) y una distancia (25 m). Para obtener la propiedad buscada, el tiempo, hay que reordenar la ecuación de forma adecuada:
El tiempo se puede calcular entonces como
Una vez más, la aritmética de los números (25/10 = 2,5) se acompañó de la misma aritmética de las unidades (m/m/s = s) para producir el número y la unidad del resultado, 2,5 s. Tenga en cuenta que, al igual que en el caso de los números, cuando una unidad se divide entre otra idéntica (en este caso, m/m), el resultado es "1" o, como se suele decir, las unidades se "cancelan".
Estos cálculos son ejemplos de un enfoque matemático versátil conocido como análisis dimensional (o método de factores de conversión). El análisis dimensional se basa en esta premisa: las unidades de las cantidades deben someterse a las mismas operaciones matemáticas que sus números asociados. Este método puede aplicarse a cálculos que van desde simples conversiones de unidades hasta cálculos más complejos de varios pasos que implican varias cantidades diferentes.

### Factores de conversión y análisis dimensional

Una relación de dos cantidades equivalentes expresadas con diferentes unidades de medida puede utilizarse como factor de conversión de unidades. Por ejemplo, las longitudes de 2,54 cm y 1 pulgada son equivalentes (por definición), por lo que se puede derivar un factor de conversión de unidades a partir de la relación,
En la  figuran otros factores de conversión que se utilizan comúnmente.
Cuando una cantidad (como la distancia en pulgadas) se multiplica por un factor de conversión de unidades adecuado, la cantidad se convierte en un valor equivalente con unidades diferentes (como la distancia en centímetros). Por ejemplo, el salto vertical de un jugador de baloncesto de 34 pulgadas se puede convertir a centímetros mediante:
Dado que esta simple aritmética implica cantidades, la premisa del análisis dimensional requiere que multipliquemos tanto los números como las unidades. Los números de estas dos cantidades se multiplican para obtener el número de la cantidad del producto, 86, mientras que las unidades se multiplican para obtener . Al igual que en el caso de los números, una relación de unidades idénticas también es numéricamente igual a uno,  y el producto unitario se simplifica así a cm. (Cuando las unidades son idénticas se dividen para dar un factor de 1, entonces se dice que se "cancelan"). El análisis dimensional puede utilizarse para confirmar la aplicación correcta de los factores de conversión de unidades, como se demuestra en el siguiente ejemplo.
Más allá de las simples conversiones de unidades, el método de factores de conversión puede utilizarse para resolver problemas más complejos que impliquen cálculos. Independientemente de los detalles, el enfoque básico es el mismo: todos los factores que intervienen en el cálculo deben orientarse adecuadamente para garantizar que sus etiquetas (unidades) se anulen o combinen adecuadamente para dar la unidad deseada en el resultado. A medida que se avanza en el estudio de la química, se encontrarán muchas oportunidades para aplicar este enfoque.

### Conversión de unidades de temperatura

Utilizamos la palabra temperatura para referirnos al calor o al frío de una sustancia. Una forma de medir un cambio de temperatura es utilizar el hecho de que la mayoría de las sustancias se expanden cuando su temperatura aumenta y se contraen cuando su temperatura disminuye. El líquido de un termómetro de vidrio común cambia su volumen a medida que cambia la temperatura, y la posición de la superficie del líquido atrapado a lo largo de una escala impresa puede utilizarse como medida de la temperatura.
Las escalas de temperatura se definen en relación con las temperaturas de referencia seleccionadas: Dos de los más utilizados son las temperaturas de congelación y ebullición del agua a una presión atmosférica determinada. En la escala Celsius, 0 °C se define como la temperatura de congelación del agua y 100 °C como la temperatura de ebullición del agua. El espacio entre las dos temperaturas se divide en 100 intervalos iguales, que llamamos grados. En la escala Fahrenheit, el punto de congelación del agua se define como 32 °F y la temperatura de ebullición como 212 °F. El espacio entre estos dos puntos en un termómetro Fahrenheit se divide en 180 partes iguales (grados).
La definición de las escalas de temperatura Celsius y Fahrenheit, tal y como se ha descrito en el párrafo anterior, da lugar a una relación ligeramente más compleja entre los valores de temperatura en estas dos escalas que para las diferentes unidades de medida de otras propiedades. La mayoría de las unidades de medida de una propiedad determinada son directamente proporcionales entre sí (y = mx). Utilizando las unidades de longitud conocidas como un ejemplo:
donde y = longitud en pies, x = longitud en pulgadas, y la constante de proporcionalidad, m, es el factor de conversión. Sin embargo, las escalas de temperatura Celsius y Fahrenheit no comparten un punto cero común, por lo que la relación entre estas dos escalas es lineal y no proporcional (y = mx + b). En consecuencia, la conversión de una temperatura de una de estas escalas a la otra requiere algo más que la simple multiplicación por un factor de conversión, m, también se debe tener en cuenta las diferencias en los puntos cero de las escalas (b).
La ecuación lineal que relaciona las temperaturas Celsius y Fahrenheit se deriva fácilmente de las dos temperaturas utilizadas para definir cada escala. Al representar la temperatura en grados Celsius como x y la temperatura en grados Fahrenheit como y, se calcula que la pendiente, m, es:
La intersección en y de la ecuación, b, se calcula entonces utilizando cualquiera de los pares de temperaturas equivalentes, (100 °C, 212 °F) o (0 °C, 32 °F), como:
La ecuación que relaciona las escalas de temperatura (T) es entonces:
Una forma abreviada de esta ecuación que omite las unidades de medida es:
Al reordenar esta ecuación se obtiene la forma útil para convertir de Fahrenheit a Celsius:
Como se ha mencionado anteriormente en este capítulo, la unidad del SI de temperatura es el kelvin (K). A diferencia de las escalas Celsius y Fahrenheit, la escala kelvin es una escala de temperatura absoluta en la que el 0 (cero) K corresponde a la temperatura más baja que teóricamente se puede alcanzar. Dado que la escala de temperatura kelvin es absoluta, no se incluye el símbolo del grado en la abreviatura de la unidad, K. El descubrimiento a principios del siglo XIX de la relación entre el volumen de un gas y la temperatura sugirió que el volumen de un gas sería cero a -273,15 °C. En 1848, el físico británico William Thompson, que más tarde adoptó el título de Lord Kelvin, propuso una escala de temperatura absoluta basada en este concepto (en el capítulo de este texto dedicado a los gases se trata con más detalle este tema).
La temperatura de congelación del agua en esta escala es de 273,15 K y su temperatura de ebullición es de 373,15 K. Observe que la diferencia numérica de estas dos temperaturas de referencia es de 100, la misma que para la escala Celsius, por lo que la relación lineal entre estas dos escalas de temperatura presentará una pendiente de . Con el mismo enfoque, se deducen que las ecuaciones para convertir entre las escalas de temperatura kelvin y Celsius son:
El 273,15 de estas ecuaciones se ha determinado experimentalmente, por lo que no es exacto. La  muestra la relación entre las tres escalas de temperatura.
Aunque la escala de temperatura kelvin (absoluta) es la escala oficial de temperatura del SI, la escala Celsius se utiliza habitualmente en muchos contextos científicos y es la escala elegida para contextos no científicos en casi todo el mundo. Muy pocos países (los Estados Unidos y sus territorios, las Bahamas, Belice, las Islas Caimán y Palau) siguen utilizando la temperatura Fahrenheit para el clima, la medicina y la cocina.

### Conceptos clave y resumen

Las mediciones se realizan utilizando diversas unidades. A menudo es útil o necesario convertir una cantidad medida de una unidad a otra. Estas conversiones se llevan a cabo mediante factores de conversión de unidades, que se obtienen mediante aplicaciones sencillas de un enfoque matemático denominado método de factores de conversión o análisis dimensional. Esta estrategia también se emplea para calcular las cantidades buscadas utilizando las cantidades medidas y las relaciones matemáticas adecuadas.

### Ecuaciones clave

### Ejercicios de Química del final del capítulo


# Átomos, moléculas e iones

## Introducción

Las afecciones pulmonares y el cáncer de pulmón se encuentran entre las enfermedades más devastadoras del mundo, en parte debido a la detección y el diagnóstico tardíos. La mayoría de los procedimientos de detección no invasivos no son fiables, y los pacientes suelen resistirse a los métodos más precisos debido a la incomodidad de los procedimientos o al peligro potencial que estos conllevan. Sin embargo, ¿qué pasaría si se pudiera diagnosticar con precisión mediante una simple prueba de aliento?
La detección precoz de biomarcadores, sustancias que indican la enfermedad o el estado fisiológico de un organismo, podría permitir el diagnóstico y el tratamiento antes de que una afección se vuelva grave o irreversible. Estudios recientes han demostrado que el aliento exhalado puede contener moléculas que pueden ser biomarcadores de una exposición reciente a contaminantes ambientales o de patologías que van desde el asma hasta el cáncer de pulmón. Los científicos están trabajando en el desarrollo de "huellas" de biomarcadores que podrían utilizarse para diagnosticar una enfermedad específica basándose en las cantidades e identidades de ciertas moléculas del aliento exhalado por un paciente. En el laboratorio de Sangeeta Bhatia en el MIT, un equipo utilizó sustancias que reaccionan específicamente en el interior del tejido pulmonar enfermo; los productos de las reacciones estarán presentes como biomarcadores que pueden identificarse mediante espectrometría de masas (un método analítico que se comenta más adelante en el capítulo). Una posible aplicación permitiría a los pacientes con síntomas tempranos inhalar o ingerir una sustancia "sensor" y, minutos después, respirar en un detector para el diagnóstico. Investigaciones similares realizadas por científicos como Laura López-Sánchez ofrecen procesos similares para el cáncer de pulmón. Un concepto esencial que subyace a este objetivo es el de la identidad de una molécula, que viene determinada por el número y los tipos de átomos que contiene, y por cómo están unidos entre sí. En este capítulo se describen algunos de los principios químicos fundamentales relacionados con la composición de la materia, incluidos los fundamentales para el concepto de identidad molecular.


# Átomos, moléculas e iones

## Las primeras ideas de la teoría atómica

La primera discusión registrada sobre la estructura básica de la materia proviene de los antiguos filósofos griegos, los científicos de su época. En el siglo V a.C., Leucipo y Demócrito sostenían que toda la materia estaba compuesta por partículas pequeñas y finitas que llamaban átomos, término derivado de la palabra griega "indivisible". Pensaron en los átomos como partículas móviles que diferían en forma y tamaño, y que podían unirse. Más tarde, Aristóteles y otros llegaron a la conclusión de que la materia estaba formada por diversas combinaciones de los cuatro “elementos”: fuego, tierra, aire y agua, y podía dividirse infinitamente. Curiosamente, estos filósofos pensaban en los átomos y los "elementos" como conceptos filosóficos, pero aparentemente nunca se plantearon realizar experimentos para comprobar sus ideas.
La visión aristotélica de la composición de la materia se mantuvo durante más de dos mil años, hasta que el maestro de escuela inglés John Dalton contribuyó a revolucionar la química con su hipótesis de que el comportamiento de la materia podía explicarse mediante una teoría atómica. Publicada por primera vez en 1807, muchas de las hipótesis de Dalton sobre las características microscópicas de la materia siguen siendo válidas en la teoría atómica moderna. Estos son los postulados de la teoría atómica de Dalton.
1. La materia está compuesta por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Un átomo es la unidad más pequeña de un elemento que puede participar en un cambio químico.
2. Un elemento está formado por un solo tipo de átomo, que tiene una masa característica del elemento y que es la misma para todos los átomos de ese elemento (). Una muestra macroscópica de un elemento contiene un número increíblemente grande de átomos, todos los cuales tienen propiedades químicas idénticas.

3. Los átomos de un elemento difieren en propiedades de los átomos de todos los demás elementos.
4. Un compuesto está formado por átomos de dos o más elementos combinados en una pequeña proporción de números enteros. En un determinado compuesto, el número de átomos de cada uno de sus elementos está siempre presente en la misma proporción ().

5. Los átomos no se crean ni se destruyen durante un cambio químico, sino que se reordenan para dar lugar a sustancias diferentes de las presentes antes del cambio ().

La teoría atómica de Dalton ofrece una explicación microscópica de las numerosas propiedades macroscópicas de la materia de las que ha aprendido. Por ejemplo, si un elemento como el cobre está formado por un solo tipo de átomos, no puede descomponerse en sustancias más simples, es decir, en sustancias compuestas por menos tipos de átomos. Y si los átomos no se crean ni se destruyen durante un cambio químico, entonces la masa total de materia presente cuando la materia cambia de un tipo a otro permanecerá constante (ley de conservación de la materia).
Dalton conocía los experimentos del químico francés Joseph Proust, quien demostró que todas las muestras de un compuesto puro contienen los mismos elementos en la misma proporción en masa. Esta afirmación se conoce como la ley de las proporciones definidas o la ley de la composición constante. La sugerencia de que el número de átomos de los elementos de un determinado compuesto existe siempre en la misma proporción es coherente con estas observaciones. Por ejemplo, cuando se analizan diferentes muestras de isooctano (un componente de la gasolina y uno de los estándares utilizados en el sistema de octanaje), se encuentra que tienen una proporción de masa de carbono a hidrógeno de 5,33:1, como se muestra en la .
Cabe destacar que, aunque todas las muestras de un determinado compuesto tengan la misma relación de masas, lo contrario no es cierto en general. Es decir, las muestras que tienen la misma relación de masa no son necesariamente la misma sustancia. Por ejemplo, hay muchos compuestos, además del isooctano, que también tienen una relación de masas de carbono a hidrógeno de 5,33:1,00.
Dalton también utilizó los datos de Proust, así como los resultados de sus propios experimentos, para formular otra ley interesante. La ley de las proporciones múltiples establece que cuando dos elementos reaccionan para formar más de un compuesto, una masa fija de un elemento reaccionará con masas del otro elemento en una relación de números enteros y sencillos. Por ejemplo, el cobre y el cloro pueden formar un sólido verde y cristalino con una relación de masas de 0,558 g de cloro por 1 g de cobre, así como un sólido cristalino marrón con una relación de masas de 1,116 g de cloro por 1 g de cobre. Estas relaciones por sí mismas pueden no parecer especialmente interesantes o informativas; sin embargo, si tomamos una relación de estas proporciones obtenemos un resultado útil y posiblemente sorprendente: una relación de números enteros y sencillos.
Esta relación de 2 a 1 significa que el compuesto marrón tiene el doble de cantidad de cloro por cantidad de cobre que el compuesto verde.
Esto puede explicarse mediante la teoría atómica si la relación cobre-cloro en el compuesto marrón es de 1 átomo de cobre por 2 átomos de cloro, y la relación en el compuesto verde es de 1 átomo de cobre por 1 átomo de cloro. La relación de los átomos de cloro (y, por lo tanto, la relación de sus masas) es por consiguiente de 2 a 1 ().

### Conceptos clave y resumen

Los antiguos griegos propusieron que la materia está formada por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Dalton postuló que cada elemento tiene un tipo de átomo característico que difiere en sus propiedades de los átomos de todos los demás elementos, y que los átomos de diferentes elementos pueden combinarse en proporciones fijas, sencillas y enteras para formar compuestos. Las muestras de un determinado compuesto tienen todas las mismas proporciones elementales en masa. Cuando dos elementos forman compuestos diferentes, una masa determinada de un elemento se combina con masas del otro elemento en una relación de números enteros sencilla. Durante cualquier cambio químico, los átomos no se crean ni se destruyen.

### Ejercicios de Química del final del capítulo