Conceptos basicos de_quimica
- 1. CONCEPTOS BÁSICOS IES La Magdalena. DE QUÍMICA Avilés. Asturias Los átomos de distintos elementos pueden unirse Algunas veces los compuestos se pue- mediante un enlace (iónico o covalente) formando den romper, y obtener los elementos que un compuesto. los forman, calentándolos fuertemente. Cuando se forma un compuesto se obtiene Por ejemplo, calentando un óxido de mercu- una nueva sustancia, cuyas propiedades no rio se desprende un gas: el oxígeno y se tienen nada que ver con las de los elementos observa que en las partes frías del recipien- que lo forman. te que contiene el óxido aparecen unas gotitas brillantes de mercurio metálico. Cuando dos (o más) elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen siempre NOTA. Para realizar este experimento hay en la misma proporción. que tomar precauciones. Los vapores de mercurio son muy tóxicos. Una vez formado el compuesto no es fácil volver a obtener los elementos que lo integran. Algu- nas veces sólo podemos lograr una recupera- La electrolisis utiliza la corriente eléctrica ción parcial (de alguno de los elementos) y hay para romper los compuestos y obtener los que usar procedimientos muy distintos a los elementos que los integran. usados para separar las mezclas (decantación, filtración, destilación…) que en muchas ocasio- De esta manera se puede descomponer nes implican el aporte de una cantidad conside- el agua en sus elementos: hidrógeno y rable de energía. oxígeno. Una molécula es un conjunto de átomos unidos mediante enlace covalente. Cuando los átomos enlazados no son iguales te- nemos la molécula de un compuesto. La molécula es la unidad más pequeña de los compuestos, ya que si la rompemos ob- Molécula de agua. Molécula de trióxido tendremos los elementos que la forman, pero de azufre. ya no existirá el compuesto. Fórmula: H2 O Fórmula: SO3 Las moléculas se representan mediante Proporción: Proporción: una fórmula química que consta de los 2 átomos de H símbolos de los elementos que la forman 1 átomo de O 1 átomo de S afectados de unos subíndices que indican la 3 átomos de O proporción en que los átomos están combina- dos. Na Cl Conviene recordar que los compuestos ióni- Fórmula de un compuesto iónico. cos no forman moléculas, sino grandes – agregados de iones o cristales. En este Iones que se enlazan: Cl y Na+ caso la fórmula indica los iones enlazados y la proporción en que se encuentran. Proporción: – Las moléculas tienen formas distintas: linea- 1 ión Cl + les, triangulares, tetraédricas que viene de- 1 ión Na terminada por el número de átomos o grupos unidos al átomo central. Los átomos son extraordinariamente pequeños y su masa, en consecuencia, pequeñísima. Tanto que si usamos como unidad para medirla las unidades de masa a las que estamos acostumbrados, obtendría- mos valores muy pequeños, difícilmente manejables. – 27 – 26 Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene una masa de 1,66 10 kg y el de carbono 2,00 10 kg 1
- 2. Por esta razón para medir la masa de los átomos se Unidad de masa atómica adopta una nueva unidad: la unidad de masa atómica 12 (u.m.a). La u.m.a se define de la siguiente manera: 1/12 parte del átomo de C Consideremos un átomo del isótopo más abundante de (1, 66. 10 – 27 kg) 12 C, el C; lo dividimos en doce partes iguales y toma- mos una de ellas. La masa de esta parte sería la unidad de masa atómica (u. m .a). Se define la unidad de masa atómica como la 12 doceava parte de la masa del átomo de C 12 Considerando esta nueva unidad el C tiene una masa de 12 u. La masa de los átomos se determina comparándola con la de la unidad de masa atómica. Imaginemos una balanza capaz de pesar átomos (es una ficción, no es real). Si quisiéramos determinar la masa de un átomo de oxígeno lo pondríamos en un platillo e iríamos aña- diendo unidades de masa atómica al otro. Cuando se equili- brara la balanza sólo tendríamos que contar cuántas umas hemos colocado en el otro platillo y tendríamos la masa del 16 umas átomo de oxígeno en umas. Átomo de oxígeno En el ejemplo que se puede ver a la derecha la masa del áto- mo de oxígeno considerado serían dieciséis umas. Ejemplos: Protón : 1,00728 umas La masa atómica del protón y del neutrón es muy aproximadamente 1 Neutrón: 1,00866 umas uma, mientras que la masa del electrón es notablemente más baja Electrón: 0,00055 umas (aproximadamente 1 830 veces más pequeña que la masa del protón) Cuando se habla de la masa atómica de un elemento hemos de tener en cuenta que los átomos de un mis- mo elemento no son exactamente iguales. Existen isótopos que, aunque tienen idéntico comportamiento químico, son un poco mas pesados unos que otros (ya que tienen distinto número de neutrones). El peso atómico se obtiene entonces como media ponderada de los isótopos naturales del elemento. Ejemplo: 35 37 El cloro se encuentra en la naturaleza como mezcla de dos isótopos: Cl y C. El primero de ellos tiene una masa de 34,97 u y una abundancia del 75,53%, mientras que el segundo tiene una masa atómica de 36,97 u y una abundancia de 24,47%. Teniendo en cuenta estos datos la masa del elemento cloro se calcula de la siguiente forma: (0,7553 x 34,97) + (0,2447 x 36,97) = 35,46 u Teniendo en cuenta lo anterior podríamos preguntarnos: 12 ¿Cuántos átomos de C sería necesario reunir para tener una masa “manejable” en el laboratorio, por ejemplo, 12,0 g (valor de la masa atómica expresada en gramos)? 1u 1átomo de 12 C 0,012 kg de 12 C ⋅ = 6,02.1023 átomos de 12 C 1,66.10−27 kg 12 u 2
- 3. 23 El número 6,02. 10 es muy importante en química. Recibe el nombre de Número o Constante de Avogadro (NA) Es el número de átomos de C que hay que reunir para que su masa sea igual a 12 g (el valor de la masa atómica en gramos).Por tanto: Masa de 1 átomo de C: 12,0 u 23 Masa de 6,02.10 átomos de C: 12,0 g Comparemos ahora las masas de un átomo de C y uno de H: Masa de 1 átomo de C : 12 u; masa de 1 átomo de H: 1 u Observa que un átomo de H tiene una masa 12 veces inferior a uno de C. 23 Si ahora tomamos 6,02.10 átomos de C y el mismo número de átomos de H, resultará que éstos tendrán una masa 12 veces menor: 23 23 Masa de 6,02.10 átomos de C: 12,0 g; masa de 6,02.10 átomos de H: 1,0 g Si repetimos este razonamiento para otros átomos llegaríamos a idénticas conclusiones: 23 Masa de 6,02.10 átomos de O: 16,0 g 23 Masa de 6,02.10 átomos de N: 14,0 g 23 Masa de 6,02.10 átomos de S: 32,0 g 23 Como se ha dicho más arriba, si se toma una cantidad de carbono, tal que contenga 6,02.10 átomos, y la pesamos, su masa será de 12,0 g. Invirtiendo el razonamiento: si pesamos 12,0 g de carbono, podemos asegurar que en esa cantidad 23 habrá 6,02.10 átomos de C. 23 Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene 6,02.10 unidades elementales. Cuando se usa el mol las unidades elementales pueden ser átomos, moléculas, iones… etc. El mol es la unidad de cantidad de sustancia del Sistema Internacional de Unidades (S.I.) Así: 23 1mol de (átomos) de es la cantidad que contiene 6,02.10 su masa es 12,0 g carbono de carbono átomos de carbono 23 1mol de (moléculas) es la cantidad que contiene 6,02.10 su masa es 18,0 g de agua de agua moléculas de agua 23 1mol de (átomos) de es la cantidad que contiene 6,02.10 su masa es 63,5 g hierro de hierro átomos de hierro 23 1mol de (moléculas) es la cantidad que contiene 6,02.10 su masa es 17,0 g de amoniaco de amoniaco moléculas de amoniaco El concepto de mol permite relacionar la masa o el volumen de una sustancia (medida en gramos o 3 cm ) con el número de entidades elementales que la forman (átomos, moléculas, iones…) Podemos contar entidades elementales determinando la masa o midiendo volúmenes: 1 mol CO2 6,02.1023 moléculas CO2 30,0 g CO2 = 4,10.1023 moléculas CO2 44,0 g CO2 1 mol CO2 Si, por ejemplo, queremos coger el doble de moléculas de 2,0 g H2 2 mol H 2 = 4,0 g H2 H2 que de O2 para que reaccionen, deberemos coger el 1 mol H2 doble de moles ó 4,0 g de H2 y 32,0 g de O2 : 32,0 g O2 1 mol O 2 = 32,0 g O2 1 mol O2 3
- 4. Fórmulas químicas. Información que suministran Las fórmulas usadas en química suministran gran información sobre los compuestos que representan. Ejemplo: H2 CO3 • La fórmula representa una molécula (unidad básica de un compuesto) de ácido carbónico. Esta molécula está formada por 2 átomos de H, 1 de C y 3 de O unidos mediante enlace covalente. • La masa de una molécula de H2 CO3 es 62,0 umas (sumando las masas de los átomos) • La masa de 1 mol (de moléculas) será 62,0 g Apoyándonos en la fórmula podemos establecer la composición centesimal del compuesto. Esto es, su composición en tanto por ciento. Ejemplo 1. Obtener la composición centesimal del ácido carbónico (H2 CO3 ) Solución: Calculamos primero la masa molecular del compuesto: H : 1,0 . 2 = 2,0 La masa de un mol de H2CO3 es 62,0 g. Esos 62,0 g, se distribuyen de la siguiente manera: H2 CO3 C: 12,0 .1 = 12,0 • 2,0 g de H O: 16,0 .3 = 48,0 • 12,0 g de C • 48,0 g de O 62,0 Podemos plantear, por tanto, los siguientes cálculos para establecer el tanto por ciento de cada elemento: 2,0 g H 100 g compuesto gH = 3,23 = 3,23 % H 62,0 compuesto 100 g compuesto 100 compuesto 12,0 g C 100 g compuesto gC = 19,35 = 19,35 % C 62,0 compuesto 100 g compuesto 100 compuesto 48,0 g 0 100 g compuesto gO = 77, 42 = 77, 42 % O 62,0 compuesto 100 g compuesto 100 compuesto Ejemplo 2. ¿Qué compuesto es más rico en oxígeno el KClO3 o el N2O4? K : 39,1 . 1 = 39,1 N : 14,0 . 2 = 28,0 K ClO3 Cl: 35,5 .1 = 35,5 N2 O 4 O: 16,0 .3 = 48,0 O: 16,0 .4 = 64,0 122,6 92,0 48,0 g 0 100 g compuesto gO En el K ClO3 : = 39,15 = 39,15 % O 122,6 compuesto 100 g compuesto 100 compuesto 64,0 g 0 100 g compuesto gO En el N2O4 : = 69,57 = 69,57 % O 92,0 compuesto 100 g compuesto 100 compuesto 4
- 5. Determinación de la fórmula de un compuesto conocida su composición centesimal Ejemplo 3. Se analiza un compuesto de C e H obteniéndose un 80,0 % de C y un 20,0 % de hidrógeno. La determinación aproximada de su masa molecular dio un valor de 29, 5 g/mol. Determinar la fórmula de la sustancia. Solución: El método propuesto por Cannizzaro permite averiguar la fórmula pro- bable de la sustancia (también llamada fórmula empírica). Si además se conoce la masa molecular (aunque sea aproximada), se puede de- terminar la fórmula verdadera o molecular. Stanislao Cannizzaro Partimos del significado de la composición centesimal. Palermo. Sicilia. Que el compuesto tenga un 80 % de C y un 20% de H, significa que si (1826 – 1910) tomamos 100,0 g de compuesto, 80,0 g serán de C, y 20,0 g de H. Calculamos a continuación los moles de cada elemento contenidos en 100 g de compuesto: 1mol átomos C 80,0 g C = 6,67 mol átomos C 12,0 g C 1mol átomos H 20,0 g H = 20,0 mol átomos H 1,0 g H Luego los átomos contenidos en 100,0 g de compuesto estarán en esa relación. Si tomamos el más pequeño de los valores como unidad, podemos determinar en qué relación están combinados. Para lograrlo dividimos todos los valores por el menor y aproximamos al valor entero: 6,67 Por tanto una fórmula posible para la molécula será CH3 , pero hay que C: = 1→ 1 6,67 tener en cuenta que en las siguientes moléculas: C2 H6 C3H9 y C4 H12 , también los átomos están combinados en proporción 1 : 3 . Es decir, si 20,0 no conocemos más datos sólo podemos afirmar que la fórmula proba- H: = 2,9 → 3 6,67 ble o empírica del compuesto será (CH3) n El conocimiento de la masa molecular del compuesto permite establecer cuál es la fórmula molecular. Efectivamente. La masa molecular de CH3 es 15,0 g/mol. Si nos dicen que la masa mo- lecular aproximada es 29,5 g/mol, deducimos que n =2. Por tanto, la fórmula molecular del com- puesto será : C2H6. Una vez determinada la fórmula molecular se puede establecer su masa atómica exacta sumando las masas atómicas de los átomos que la integran. NOTA. Puede ocurrir que tras la división por el menor número nos de números tales como: Elemento A : 1,00 Elemento B : 1,45 Elemento C : 2,95 Es decir, que alguno de los números esté próximo a 0,50, 1,50, 2,50…etc. En este caso para obte- ner subíndices enteros, multiplicamos por 2 todos los números obtenidos: Elemento A : 1,00 2 Elemento B : 1,45 2,90 3 Fórmula empírica: (A2B3C6)n Elemento C : 2,95 5,80 6 5