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Unidad didáctica 3

Naturaleza de la materia

Unidad didáctica 3: Naturaleza de la materia pag. 1

1.- ¿Qué es la materia? • Materia : es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio (tiene volumen). • Sustancia: es el tipo de materia de que están hechos los cuerpos. Ejemplo: madera. 2.- Clasificación de las sustancias. Con el siguiente esquema se pueden clasificar los distintos tipos de sustancias que existen:

¿Tiene más de un componente que pueden separarse por métodos físicos? (Decantación, filtración, tamizado, cambio de estado,…)

1. Tamaño de las partículas ¿Se descompone en elementos más simples por métodos químicos? 2. ¿Aspecto? (Combustión, oxidación, digestión…) 1. Muy pequeño 1. Intermedio. 1. Grande. 2. Transparente 2. Turbio al trasluz 2. Opaco • Mezcla: sustancia que tiene dos o más componentes que se pueden separar utilizando solo

métodos físicos. Ej.: granito, agua y azúcar, café con leche, aire, etc. Hay tres tipos:

� Mezcla homogénea: mezcla de aspecto uniforme, formada por partículas tan pequeñas que no se pueden ver ni al microscopio. Es transparente. Suele recibir el nombre de disolución. Ej.: el agua de mar, agua y azúcar, etc.

� Coloide, suspensión o dispersión: mezcla de aspecto uniforme (aunque, a veces, no es

permanente) formada por partículas de tamaño intermedio. Aparece turbia al mirarla al trasluz. Ej.: la niebla, pintura, leche, etc.

� Mezcla heterogénea: mezcla de aspecto no uniforme, formada por partículas bastante

grandes. Es opaca. Ejemplo: el cocido, granito, agua y aceite, etc. • Sustancia pura: sustancia que tiene un único componente y, por tanto, no se puede separar

en sustancias más simples sólo por métodos físicos. Ej.: agua, azúcar, oro, hierro, etc.

� Elemento: componente básico de la materia que no puede descomponerse en otros más sencillos ni por métodos físicos ni por métodos químicos normales (se excluyen los procesos nucleares y radiactivos). Ej.: hidrógeno, nitrógeno, plata, cobre, mercurio, etc.

� Compuesto: sustancia pura formada por más de un elemento químico, unidos en una

proporción fija, en los que se puede descomponer por métodos químicos normales. Ej.: agua, dióxido de carbono, sal, etc.

Si No

Si No

Sustancia

Mezcla Sustancia Pura

Mezcla Homogénea Coloide Mezcla Heterogénea Elemento Compuesto


Para saber más… Hay diferentes tipos de coloides:

Fase dispersa

Gas Líquido Sólido Gas No es posible. Los gases son

solubles entre sí. Aerosol líquido. Ej.: niebla, algunos spray.

Aerosol sólido. Ej.: humo.

Líquido Espuma. Ej.: espuma de afeitado

Emulsión. Ej.: leche, mayonesa, sangre.

Sol. Ej.: pinturas, tinta china.

Fas

e co

ntin

ua

Sólido Espuma sólida. Ej.: piedra pómez, aerogeles.

Gel. Ej.: gelatina, gominola, queso.

Sol sólido. Ej.: cristal de amatista.

2.1.- Métodos físicos de separación de mezclas. Son técnicas que permiten separar los componentes de una mezcla utilizando las distintas propiedades físicas de esos componentes. Las más usadas son: • Filtración : basada en el diferente tamaño de las partículas. La mezcla se pasa a través de un

filtro , quedando las partículas de mayor tamaño retenidas en él. • Decantación: basada en la diferente densidad de los componentes de la mezcla. La mezcla

se deja reposar en un recipiente y, al cabo de un tiempo, los componentes más densos quedarán en la parte inferior del recipiente y los más ligeros en la parte superior.

• Cristalización: basada en la diferente solubilidad de los componentes de la mezcla. Se

suele utilizar para separar sales disueltas en agua. Se coloca la mezcla en un cristalizador y se espera a que se evapore el agua y se formen los cristales de sal.

• Extracción: basada en la diferente solubilidad, que tienen en un disolvente, los

componentes de la mezcla. Las infusiones, como el té, son ejemplos de procesos de extracción. Determinados componentes de la hoja de té, como la teína y algunos colorantes, pueden disolverse en agua caliente mientras que otros no.

• Destilación: basada en que cada componente de la mezcla tiene diferente temperatura de

ebullición. Consiste en calentar la mezcla y cuando se alcanza la temperatura de ebullición de alguno de los componentes, sólo éste se transforma en gas, que asciende por el cuello del matraz y entra en el tubo refrigerante (que se mantiene frío con agua del grifo) donde se condensa y las gotas de líquido caen por gravedad y se recogen en un recipiente.

• Cromatografía: basada en la diferente velocidad de movimiento de cada componente de la

mezcla a través de un material poroso. 3.- Un poco de historia: Las leyes ponderales. La Química moderna surge a finales del siglo XVIII con Antoine de Lavoisier, que utilizó en su laboratorio una de las primeras balanzas de precisión, y se consolida a principios del XIX con la teoría atómica de John Dalton. Durante este periodo aparecen las leyes sobre la reacciones químicas y la primera teoría sobre la estructura de la materia: la teoría atómica de Dalton.


El empleo sistemático de la balanza de precisión confirmó la importancia de la masa en el estudio de las reacciones químicas. De aquí que las primeras leyes de la Química se conozcan como leyes poderales: 3.1.- Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier (1789): En toda reacción química la masa total de los sustancias reaccionantes es igual a la masa total de los productos de la reacción. Es decir, hay la misma cantidad total de materia antes y después de producirse la reacción. En definitiva: Nada se crea ni se destruye en la naturaleza, solo se transforma. Para saber mas… La ley de conservación de la masa no es absolutamente exacta. La teoría de la relatividad de Einstein ha eliminado el dualismo existente en la Física clásica entre la materia y la energía. En la Física actual materia y energía son aspectos diferentes de una misma realidad, así la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra forma distinta de energía de acuerdo con la fórmula: 2cm=E ⋅ donde E es energía, m la masa y c la velocidad de la luz. La relación entre masa y energía da lugar a que la ley de conservación de la masa y la ley de conservación de la energía no sean leyes independientes, sino que debe reunirse en una ley única de la conservación de la masa-energía. No obstante, las dos leyes pueden aplicarse separadamente con la sola excepción de los procesos nucleares en donde, debido al enorme desprendimiento de energía, la pérdida de masa es apreciable. 3.2.- Ley de las proporciones definidas o ley de Proust (1801): Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, la proporción entre las masas de cada uno de los elementos que interviene es constante. Ejemplo: para formar 5 g de cloruro de sodio (NaCl), se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio.

La proporción entre las masas de ambos elementos es: 51=o g de sodi2

o g de clor3' g de cloro/g de sodio

Es decir, por cada gramo de sodio se necesitan 1'5 g de cloro. Si se duplicara la cantidad de sodio habría que duplicar también la cantidad de cloro para mantener la proporción. Pero, si se hicieran reaccionar 10 g de cloro con 10 g de sodio, no se obtendrían 20 g de NaCl, ya que no se respetaría la proporción.

iox g de sodo g de Clor10

o g de sodi2o g de Clor3

→→

x = 6'6 g de sodio se necesitan

El resto del sodio sobraría.

g de cloro g de sodio g de NaCl g de cloro sobrante g de sodio sobrante Relación 3 2 5 0 0 1'5 6 4 10 0 0 1'5 10 10 16'6 0 3'4 1'5


3.4.- Teoría atómica de John Dalton (1803). 1. La materia es discontinua. Está formada por partículas muy pequeñas, indivisibles e

indestructibles, llamadas átomos. 2. Los átomos de un mismo elemento químico son iguales entre sí, tienen la misma masa y las

mismas propiedades. 3. Los átomos de elementos diferentes son diferentes entre sí y tienen diferente masa y

diferentes propiedades. 4. Los átomos de distintos elementos se pueden agrupar, en proporciones fijas, para formar

compuestos. La teoría de Dalton, en su momento, supuso un gran avance ya que permitió explicar las leyes ponderales: a) Explicación de la ley de conservación de la masa: de acuerdo con la teoría de Dalton, una reacción química solo implica una reagrupación de los átomos, por tanto, no habrá ninguna variación de la masa. Ejemplo: 2 átomos de hidrógeno se combinan con 1 átomo de oxígeno para formar agua (H2O).

+ → Los átomos al principio y al final de la reacción son los mismos, solo que organizados de distinta manera. b) Explicación de la ley de las proporciones definidas: Un compuesto tiene siempre el mismo número de átomos de cada tipo. Ejemplo: una molécula de agua siempre tiene 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno y como, según Dalton, todos los átomos de un elemento tienen la misma masa, esto implica que un compuesto debe tener una composición en masa constante. 3.5.- Ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac (1808): Los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción (reactivos y productos), medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos. Para la reacción de formación del agua, Gay-Lussac encontró en sus experimentos que: 1 volumen de oxígeno + 2 volúmenes de hidrógeno 2 volúmenes de vapor de agua Este resultado experimental contradice la teoría de Dalton según la cual, todos los elementos están formados por átomos individuales, ya que faltaría un átomo de oxígeno:

1 átomo de oxígeno + 2 átomos de hidrógeno = 2 átomo-compuesto de agua

+ →

+


3.6.- Hipótesis de Avogadro (1811). Para intentar conciliar la teoría atómica de Dalton y la de conservación de la materia, con la ley de Gay-Lussac, Amadeo Avogadro propuso las siguientes hipótesis: • Las partículas de los elementos gaseosos no son átomos sino agregados de átomos

(generalmente 2). Les dió el nombre de moléculas (del latín, pequeñas moles o masas). • En volúmenes iguales de todos los gases, medidos en las mismas condiciones de presión y

temperatura existen igual número de moléculas. Explicación de los resultados de Gay-Lussac: Los gases como el hidrógeno y el oxígeno están formados por moléculas (diatómicas). Cuando los gases reaccionan se rompen esas moléculas en sus átomos constituyentes, que se combinan con los átomos del otro elemento.

+ → La hipótesis de Avogadro estableció la diferencia entre átomo y molécula y esto permitió determinar masas relativas de moléculas y átomos. 4.- Modelos atómicos. 4.1.- Modelo de Dalton (1803): el átomo es una partícula esférica, carente de estructura interna, indivisible e indestructible. Esta teoría, se mantuvo durante casi todo el siglo XIX, pero finalmente se desechó, debido a que los experimentos relacionados con los fenómenos de electrización y electrólisis, pusieron de manifiesto, que el átomo si tiene una estructura interna ya que está formado por otras partículas fundamentales más pequeñas (electrones, protones y neutrones) y se puede dividir. El físico inglés J. J. Thomson descubrió que, en el interior del átomo, hay unas partículas, con carga negativa, a las que dio el nombre de electrones. Para explicar la existencia del electrón y el hecho de que la materia es neutra, Thomson propone otro modelo. 4.2.- Modelo de Thomson (1897): el átomo es una esfera maciza de material cargado positivamente con una multitud de electrones incrustados (tantos como sea necesario para compensar la carga positiva), como pasas en un pastel. Los electrones se pueden desprende con facilidad al frotar un objeto y esto explica el fenómeno de la electrización. Este modelo se desecha debido a un experimento de Ernest Rutherford, consistente en bombardear con partículas alfa una fina lámina de metal. Según el modelo de Thomson las cargas positivas y negativas se distribuyen uniformemente dentro del átomo, por lo que las partículas alfa, al tener carga eléctrica positiva, serían atraídas por las cargas negativas y repelidas por las positivas y pasarían a través de la lámina prácticamente sin desviarse. Sin embargo, aunque la mayor parte de las partículas atravesó la lámina sin desviarse, algunas sufrieron grandes desviaciones y, lo más importante, un pequeño número de partículas rebotó hacia atrás. Para explicar este fenómeno, Rutherford propuso otro modelo.


4.3.- Modelo de Rutherford (1911): el átomo está formado por dos zonas: 1. El núcleo, una zona central muy pequeña, donde hay unas

partículas, llamadas protones, que concentran toda la carga positiva del átomo y casi toda su masa.

2. La corteza, una zona exterior, donde se encuentran los electrones,

con carga negativa, girando alrededor del núcleo. El átomo es neutro porque contiene el mismo número de protones que de electrones. La mayor parte del átomo está vacío. Es un modelo similar, al sistema de planetas circulando en torno al Sol.

En un experimento realizado por los físicos alemanes Bunsen y Kirchhoff, se descubrió que los átomos, sin importar su estado, al ser calentados hasta la incandescencia, emiten un modelo característico de líneas luminosas de colores (espectros atómicos) que no podía explicarse con el modelo de Rutheford. Por eso, el físico danés Niels Bohr propuso una modificación para explicar las líneas de los espectros, incorporando:

� El efecto fotoeléctrico de Albert Einstein (que dice que la materia puede emitir

electrones cuando recibe radiación electromagnética)

� La hipótesis de Planck de que la materia solo puede absorber o emitir cantidades discretas de energía llamadas cuantos.

4.4.- Modelo de Bohr (1913): 1. Los electrones giran en torno al núcleo del átomo con trayectorias circulares, sin irradiar

energía. 2. Los electrones solo pueden girar a determinadas distancias del núcleo llamadas niveles

energéticos u órbitas. Estas órbitas poseen más energía cuanto más lejos están del núcleo.

3. Los radios de las órbitas permitidas vienen determinados

por un número n, llamado número cuántico principal, que solo puede tomar valores enteros: 1, 2, 3,…

4. El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de

una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles.

Como el modelo de Bohr solo funcionaba bien para el átomo de hidrógeno y no era capaz de explicar todas las líneas que aparecen en los espectros, Arnold Sommerfeld propuso una modificación.


4.5.- Modelo de Somerfeld (1916): 1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.

2. Se introduce un segundo número cuántico l, (azimutal) que determina la excentricidad de la órbita (que sea más o menos elíptica).

3. A partir del segundo nivel energético existen dos o más

subniveles en el mismo nivel. Con posterioridad se añadieron dos números cuántico más: el número cuántico magnético, m, que determina la orientación de la órbita en el espacio y el número cuántico de spín, s, que indica el sentido de la rotación del electrón sobre sí mismo. No pueden existir dos electrones en un mismo átomo, con los cuatro números cuánticos iguales. En 1932, Chadwick descubrió en un experimento otra partícula atómica, el neutrón, que no posee carga eléctrica y tiene una masa similar a la del protón. 4.6.- Modelo de la Mecánica Cuántica: propuesto por Schrödinger, Heisenberg y el propio Bohr, es el modelo vigente actualmente. 5.- La espectroscopía. • Espectroscopía: técnica de análisis basada en la interacción de las ondas electromagnéticas

con la materia, con absorción o emisión de energía. Esta técnica permite deteminar, con pequeñas cantidades de una muestra, los elementos químicos que la componen y su proporción, los enlaces químicos presentes, además de su masa molar.

• Onda: propagación de energía entre dos puntos de un medio sin que exista transmisión de

materia entre dichos puntos. • Onda electromagnética: onda que se propaga por medios materiales, y también por el

vacío, es decir, no necesita de un medio material para su propagación. La energía que propaga es electromagnética, producida por oscilaciones de cargas eléctricas aceleradas.

Una onda se caracteriza por su:

� Longitud de onda, λ: es la distancia entre dos puntos

del medio que vibran en fase. Unidad: metros.

� Frecuencia, f, número de vibraciones efectuadas en la unidad de tiempo. Unidad: hercio (Hz).


� Velocidad de propagación, ν: es la velocidad con la que se propaga el movimiento ondulatorio. Unidades: m/s

Las ondas electromagnéticas se propagan en línea recta, con velocidad constante, que en el vacío, es c = 300.000.000 m/s (en el vacío, el símbolo de la velocidad se cambia por una c). En cualquier otro medio, la velocidad será menor y dependerá de la frecuencia, la longitud de la onda y las características del medio.

• El espectro electromagnético: es el conjunto todas las ondas electromagnéticas que existen,

ordenadas en orden creciente de frecuencia.

Los seres humanos conocen los espectros desde siempre, o por lo menos, han conocido un tipo concreto de espectro: el arco iris. • Espectro electromagnético de una sustancia: es la radiación electromagnética que puede

emitir (espectro de emisión) o absorber (espectro de absorción) dicha sustancia. • Espectroscopio: es un instrumento adecuado para descomponer la luz en su espectro, por

medio de un retículo de difracción o de un prisma. • El espectrómetro, espectrofotómetro o espectrógrafo, es un aparato capaz de analizar el

espectro de frecuencias característico que es emitido, o absorbido, por una sustancia. Se aplica a diferentes instrumentos que operan sobre un amplio campo de longitudes de onda.

6.- Tipos de espectroscopías. El efecto que tiene la radiación electromagnética sobre la materia depende de la energía de dicha radiación, es decir, de su frecuencia (o longitud de onda). Estos efectos, que se pueden utilizar para obtener información sobre la estructura de la materia, son (de mayor a menor energía):

Radiación Efecto sobre la materia Rayos X y cósmicos Ionizaciones de las moléculas UV-Visible Transiciones electrónicas entre los orbitales atómicos y moleculares Infrarrojo Deformación de los enlaces químicos Microondas Rotaciones de los enlaces químicos Radiofrecuencias Transiciones de spín electrónico o nuclear en los átomos de la

molécula. Algunas técnicas espectroscópicas relevantes son:


Técnica Espectroscópica Radiación Información obtenida Resonancia magnética nuclear (RMN)

Ondas de radio Grupos funcionales, subestructuras, conectividades, estereoquímica, etc…

Absorción infrarroja (IR) Infrarrojo Enlaces, grupos funcionales, moléculas, macromoléculas.

Espectroscopía atómica Ultravioleta-Visible Análisis elemental cualitativo y cuantitativo.

Espectroscopía de Rayos X Rayos X Análisis superficial de sólidos y estructura cristalina.

Espectroscopía de Mösbauer Rayos γ Análisis nuclear, detección de isótopos. Espectrometría de masas (*) Fórmula molecular, detección de isótopos y subestructuras. 6.1.- Espectroscopia atómica Los átomos aislados en fase gaseosa pueden absorber o emitir radiación electromagnética. Cuando los átomos reciben energía de una fuente externa (por ejemplo, en forma de calor) emiten luz. Al descomponer y analizar esa luz se obtiene un espectro de emisión atómica. En cambio, si se ilumina la muestra y se analiza el espectro de la luz que la atraviesa, se obtiene un espectro de absorción atómica. Los espectros atómicos son discontinuos porque no contienen todas las frecuencias, sino solo algunas. Las líneas del espectro de una determinada sustancia, aparecen a una frecuencia específica. La posición y anchura de esas líneas identifican al elemento químico que las ha producido (como una huella dactilar). Las líneas del espectro de emisión son brillantes sobre fondo negro y las de absorción son negras (ausencia) sobre fondo luminoso. Analizando las líneas de un espectro atómico se puede determinar que elementos están presentes en una muestra (análisis químico cualitativo) y, si además, se mide la intensidad de las líneas, se puede obtener la proporción de cada elemento (análisis químico cuantitativo). Explicación de los espectros atómicos: al calentar una sustancia, los electrones de sus átomos adquieren energía y pueden saltar a una órbita de energía superior (estado excitado). Esta situación no es estable, cada electrón vuelve a caer en su órbita normal y, al hacerlo, emite energía en forma de luz (raya del espectro). Como los electrones no pueden saltar a cualquier parte del átomo sino solo a las órbitas permitidas no se obtiene un espectro continuo de colores, sino solo rayas. El color de la raya depende de la energía absorbida por los electrones y de la órbita a la que salten.


6.2.- Espectrocopía infrarroja. La radiación infrarroja no tiene energía suficientemente para excitar electrones, pero sí para provocar que los enlaces químicos de las moléculas vibren de distintas maneras. Pueden distinguirse dos categorías básicas de vibraciones: de tensión y de flexión. Las vibraciones de tensión son cambios en la distancia interatómica a lo largo del eje del enlace entre dos átomos. Las vibraciones de flexión están originadas por cambios en el ángulo que forman dos enlaces. Puesto que cada tipo de enlace es diferente, vibrará de forma distinta, y absorberá radiación IR de diferentes frecuencias. De forma que, al estudiar un espectro de absorción IR, un químico puede determinar qué tipos de enlaces químicos están presentes en una molécula y puede hacer deducciones importantes sobre su estructura química. Por ejemplo, si en la molécula hay enlaces simples de carbono-carbono, enlaces dobles de carbono-carbono, enlaces simples de carbono-nitrógeno y enlaces dobles de carbono-oxígeno, por nombrar algunos. A diferencia de los espectros atómicos, en los espectros de IR no se obtienen estrechas líneas, sino zonas más anchas de absorción, a veces con varios picos, que se llaman bandas.

Comparando las bandas del espectro con las frecuencias de vibración, propias de cada enlace, recogidas en las tablas bibliográficas, se puede obtener la fórmula estructural del compuesto que se está analizando. 6.3.- Espectrometría de masas (EM). La espectrometría de masas no es en realidad una técnica espectroscópica, ya que no utiliza ninguna radiación del espectro electromagnético para irradiar la muestra y observar la absorción de dicha radiación. Su principal aplicación es la determinación de masas atómicas y moleculares. En la EM, la muestra es ionizada (y por tanto destruida) usando diversos procedimientos. El más utilizado, consiste en el bombardeo de la muestra (previamente vaporizada) con una corriente de electrones a alta velocidad. La muestra se fragmenta y genera diferentes iones positivos, radicales y moléculas neutras. Los iones son acelerados y se pasan a través de rendijas para formar un haz estrecho, que se introduce en un tubo analizador curvado, sobre el que existe un fuerte campo magnético, donde el haz se descompone, ya que la trayectoria de cada ión depende de su relación carga/masa.


En el detector se recogen los impactos de dichos iones que son transformados en un espectro de masas, en él que la intensidad de los picos nos indica la cantidad relativa de iones que poseen dicha relación carga/masa. Ejemplo: el espectro de masas de la propanona, presenta un pico a 58 U que corresponde a la molécula completa pero ionizada [CH3COCH3]

+. Los otros picos corresponden a diversos fragmentos: el de 15 U corresponde a [CH3]

+ y el de 43 U a [CH3CO]+. Los picos más pequeños son picos isotópicos. 7.- Medida de cantidades en Química 7.1.- Masa atómica. La masa de un átomo es pequeñísima. Al expresar su masa en kg salen números tan pequeños que es incómodo trabajar con ellos. Por eso se propuso una nueva unidad de masa, que toma como referencia la masa del átomo del isótopo 12C. La masa de los demás átomos se determina comparándolas con la del carbono. • Unidad de masa atómica, U: es la doceava parte de la masa del átomo de 12C. • Masa atómica relativa: es el número de veces que la masa de un átomo es mayor que la

unidad de masa atómica, es decir, que la doceava parte de la masa del átomo de 12C. 7.2.- Masa atómica promedio. Debido a la existencia de isótopos (átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de neutrones en el núcleo y, por tanto, diferente número másico) y a que la abundancia en la naturaleza de estos isótopos es diferente para cada elemento químico, las masas atómicas de cada elemento que aparecen en la Tabla Periódica, no son números enteros, sino un valor promedio de las masas de todos los isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta su abundancia relativa en la naturaleza (media ponderada). La figura muestra el espectro de masas de un determinado elemento químico, representado de dos manera: en forma de picos y en forma de diagrama de barra. Cada pico tiene asignado el porcentaje de abundancia. a) ¿Presenta isótopos? ¿Cuántos? b) ¿De qué elemento químico se trata? c) Calcula de forma aproximada su masa atómica promedio. a) El elemento presenta tres isótopos, de masas 20, 21 y 22. b) Como el pico más abundante es el de masa 20, se busca en la tabla periódica el elemento que tenga su masa más próxima a 20, que es el Neón. c)

MNe = 100

228821202091 ⋅+⋅+⋅ ''= 20'178 U


7.3.- Masa Molecular. Los elementos se representan mediante símbolos, los compuestos químicos mediante fórmulas. Fórmula química: sistema de representación de compuestos en el que se utilizan símbolos, para indicar qué elementos forman el compuesto, y subíndices, para indicar la proporción en que estos elementos intervienen en el compuesto. Hay dos clases: • Fórmula molecular es propia de los compuestos formados por moléculas. Los símbolos

indican los elementos que lo forman y los subíndices indican el número de átomos de cada elemento en la molécula.

Ejemplo: H2O indica que cada molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

• Fórmula empírica es propia de los compuestos que forman redes cristalinas (compuestos

iónicos, metálicos y sólidos covalentes atómicos). A diferencia de las fórmulas moleculares, aquí los subíndices sólo indican la proporción mínima que existe entre los átomos o iones de cada elemento en la red.

Ejemplo: NaCl, es la fórmula del cloruro de sodio, que es un sólido iónico. Esta fórmula empírica significa que en una red de cloruro de sodio la relación de componentes en ésta es: un átomo de sodio por cada átomo de cloro.

Masa molecular de un compuesto es la suma de las masas de los átomos que componen su fórmula molecular o empírica, según el tipo de compuesto de que se trate. Por ejemplo, la masa molecular del metano, CH4, es la suma de la de sus cuatro átomos de hidrógeno, más la del carbono:

MCH4 = 4 · 1 + 1 · 12 = 16 U. 7.4.- Concepto de mol y Nº de Avogadro. Los átomos son muy pequeños y en un cuerpo cualquiera hay millones. Trabajar con números tan grandes es incómodo, por eso se introduce una nueva unidad de cantidad:

• Mol : cantidad de cualquier sustancia que contiene 6'023. 1023 partículas (átomos, iones,

moléculas, etc.). Este número fijo recibe el nombre de número de Avogadro.

El número de moles, n, que hay en una determinada masa de sustancia se calcula:

sustancia la demolecular o atómica masa

sustancia de g n =

• Masa molar: es la masa de un mol de cualquier sustancia. Concincide con su masa atómica, o molecular, expresada en gramos. Ejemplo: la masa de un átomo de plata es 108 U y la masa de un mol de átomos de plata es 108 g. La masa de una molécula de CO2 es 44 U y la masa de un mol de moléculas de CO2 es 44 g.


7.5.- Volumen molar: volumen que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones normales (c.n.) es decir, 1 atmósfera de presión y 0ºC (273 K) de temperatura. Este volumen es 22'4 L . De acuerdo con la hipótesis de Avogadro, un mol de cualquier gas ocupará el mismo volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas, ya que contienen el mismo número de partículas. 8.- Deducción de las fórmulas de los compuestos. Para establecer la fórmula de un compuesto hay que conocer el número de átomos de cada elemento que entran en una molécula del compuesto. Previamente hay que obtener por análisis químico la composición en masa de la sustancia. • El primer paso: es determinar la fórmula empírica, es decir, el número relativo de átomos

de cada elemento que forman parte del compuesto. Por ejemplo: Se ha analizado un óxido de plomo y se ha determinado que 5 g de dicho compuesto contiene 4'533 g de plomo. Calcula su fórmula .

El contenido en oxígeno será: 5 - 4'533 = 0'467 g

o Hay dividir la masa (o el tanto por ciento en masa) de cada elemento por su masa atómica

respectiva:

PbmolPbg

Pbg

/21'207533'4

= 0’02188 moles de Pb OmolOg

Og

/00'16467'0

= 0’02919 moles de O

o Los números obtenidos se dividen por el más pequeño:

02188'002188'0

= 1 mol de Pb 02188'002919'0

=1'334 moles O

o Los números obtenidos ahora indican la proporción en que se encuentran los átomos en la

fórmula:

La fórmula empírica: Pb1O1’334 • Segundo paso: una fórmula no puede tener subíndices decimales. En caso de que en la

fórmula empírica aparezcan decimales hay que hallar la fórmula mínima, es decir, el número relativo entero y mínimo de átomos de cada elemento que entran en la fórmula.

Para esto, se multiplican los subíndices obtenidos en la fórmula empírica por el menor número entero que haga que los nuevos subíndices sean también números enteros.

3 x 1 = 3 moles de plomo 3 x 1'334 = 4 moles de oxígeno.

La fórmula mínima es: Pb3O4.

• Último paso, establecer el número verdadero de átomos de cada elemento que entran en la

en la fórmula, es decir, la fórmula molecular. Para calcularla se necesita la masa molecular.


9.- Composición centesimal deducida a partir de la fórmula . La fórmula de un cuerpo indica también su composición ponderal (gramos de cada uno de los elementos contenidos en 100 g del compuesto) puesto que expresa la cantidad de cada elemento contenida en el peso molecular. Hallar la composición centesimal del dicromato de postasio cuya fórmula es K2Cr2O7. Aunque el dicromato potásico, como todas las sales, no está constituido por moléculas, la fórmula indica que por cada 2 átomos de cromo hay 7 átomos de oxígeno y 2 átomos de potasio, Por tanto, 2 moles de Cr : 2 x 52'01 = 104'02 g 7 moles de O: 7 x 16'00 = 112 g 2 moles de K: 2 x 39'10 = 78'2 g constituyen la masa molecular del dicromato de potasio: 294'22 g. La proporción de cada elemento por gramo de K2Cr2O7 será:

72222'29402'104

OCrKg

Crg= 0'3536 g Cr/g K2Cr2O7

72222'2942'78

OCrKg

Kg= 0'2658 g K/g K2Cr2O7

72222'294112

OCrKg

Og= 0'3807 g O/g K2Cr2O7

En cien gramos: 35'36 % Cr, 38'07 % O, 26'58 % K


Hoja de problemas 1 1.- Se han realizado tres experiencias en las que el hidrógeno y el oxígeno han reaccionado para dar agua. En la tabla se recogen las masas en gramos de los productos y de los reactivos que han intervenido. a) ¿Se cumple la ley de Lavoisier? b) ¿Se cumple la ley de Proust? c) Si partimos de 200'0 g de hidrógeno y 500'0 de oxígeno, ¿qué se obtiene? d) Si partimos de 10 g de hidrógeno y 120 g de oxígeno, ¿qué se obtiene? 2.- Completa la siguiente tabla para la reacción: hierro + oxígeno → óxido de hierro ¿En qué leyes fundamentales de la Química se basan las respuestas? 3.- En un recipiente cerrado pesamos oxígeno; y después de vaciarlo se llena de NH3 a la misma presión y temperatura. Contesta razonadamente si es cierto o no: a) El recipiente contenía igual número de moléculas de O2 que de NH3. b) El peso real del recipiente es el mismo en los dos casos. c) En ambos casos contiene el recipiente el mismo número de átomos. 4.- Tenemos dos recipientes de igual volumen, en idéntica condiciones de presión y temperatura. El primero contiene oxígeno, y el segundo, nitrógeno. Di si es verdadero o falso: a) ambos recipientes pesarán lo mismo. b) ambos recipientes contendrán igual número de átomos. c) ambos recipientes contendrán igual número de moléculas. 5.- 1 L de N2, reacciona con 1 L de O2, para dar 2 L de un óxido de nitrógeno, en iguales condiciones de presión y temperatura. Determina la fórmula molecular del compuesto formado. 6.- Determina la masa molecular de monóxido de carbono (CO), butano (C4H10), nitrato de plata (AgNO3) y ioduro de potasio (KI). Datos: MC=12, MO=16, MH=1, MAg=107'9, MN=14, MK=39, M I =126'9 7.- Un recipiente vacío pesa 150'300 g. Lleno de oxígeno, su peso es 151'050 g. Finalmente, se vuelve a llenar de otro gas desconocido y se obtiene un peso de 152'360 g (a igual presión y temperatura que el oxígeno). Deduce el peso molecular de este gas. 8.- ¿Cuál de las siguientes muestras contiene mayor número de moléculas y cuál mayor número de átomos? Todas ellas están en iguales condiciones de presión y temperatura. a) 1 L de H2, b) 1 L de O2, c) 1 L de O3, d) 0'5 L de NH3. 9.- El silicio que se encuentra en la naturaleza es mezcla de tres isótopos, 28Si, 29Si, 30Si, con abundancias relativas del 92'18 %, 4'71 % y 3'11 respectivamente. ¿Cuál es la masa atómica promedio? 10.- La figura muestra el espectro de masas de un determinado elemento químico. Cada pico tiene asignado el porcentaje de abundancia. a) ¿Presenta isótopos? ¿Cuántos? b) ¿De qué elemento químico se trata? c) Calcula de forma aproximada su masa atómica promedio.

m H2 m O2 m H2O Sobra H2 Sobra O2 1'0 8'0 9'0 0'0 0'0 1'0 9'0 9'0 0'0 1'0 20'0 40'0 45'0 15'0 0'0

a b c d g de hierro 111'70 55'85 31'50 9'00 g de oxígeno 48'00 24'00 8'00 13'50 g de óxido 159'70 g de hierro sobrante g de oxígeno sobrante


Hoja de problemas 2: gramos, moles y nº de Avogadro 1.- ¿Cuántas moléculas de agua hay en 24 g de agua? ¿Qué volumen ocupan en condiciones normales? 2.- ¿Qué volumen ocupan 50 g de CO2 a 0°C y 1 atm de presión? 3.- ¿Cuántos átomos de hierro hay en una aguja de 2 g fabricada con este material? MFe = 55’8 g Fe/mol Fe 4.- Un cuchillo fabricado con aluminio tiene una masa de 40 g. ¿Cuántos moles de aluminio contiene? ¿Cuántos átomos son de este metal? 5.- El bicarbonato de sodio es NaHCO3, ¿Cuántas moléculas de bicarbonato hay en 23 g de ese compuesto? ¿y átomos de oxígeno? 6.- En un trago de agua ingerimos unos 25 cm3 de agua. ¿Cuántas moléculas de agua contienen? ¿Y de átomos de oxígeno? 7.- La fórmula de un azúcar es C6H12O6. ¿Cuántos gramos de C hay en 250 g de azúcar? 8.- Un salero contiene 40 g de sal común (NaCl). ¿Cuántos gramos de sodio contiene el salero? 9.- La fórmula del gas butano es C4H10. ¿Cuántas moléculas hay en 30 g de ese gas? ¿Qué volumen ocupa dicha masa en c. n. ? 10.- ¿Cuántas moléculas de CO2 hay en 5 L de este gas medidos en c.n.? ¿Cuál es la masa de esos 5 L? 11.- ¿Cuál es la masa, en gramos, de 100 L de oxígeno en c.n.? 12.- ¿Qué volumen en c.n. ocupan un millón de moléculas de gas propano cuya fórmula es C3H8? 13.- Calcula, en U y gramos, la masa de una molécula de cada una de las siguientes sustancias: Fe2O3, NaOH, H2SO4, PbCl2. 14.- Un vaso contiene 200 cm3 de agua. ¿Qué volumen de oxígeno en c.n. podría obtenerse a partir de esa cantidad de agua? 15.- Calcula dónde hay mayor número de átomos: a) En 10 g de Fe. b) En 10 g de agua. c) En 10 mL de vapor de agua en c.n.


Hoja de problemas 3: Fórmula empírica y fórmula molecular

1.- Un óxido de arsénico arroja la siguiente composición centesimal: 75'74 % de As y 24'26 % de O. ¿Cuál es su fórmula empírica? ¿Y su fórmula mínima? 2.- Un compuesto salino da, por análisis, la siguiente composición centesimal: N =16'45 %; O = 37'6 %; K = 45'95 %. Calcular: a) Su fórmula empírica b) Su fórmula mínima c) La masa de 1 mol. Datos: MN = 14 MO = 16 MK = 39 3.- Un compuesto está formado por 71 g de cloro y 80 g de oxígeno. Hallar su composición centesimal y su fórmula empírica y mínima. Datos: MO = 16, MCl = 35'5 4.- Un compuesto contiene 74'87 % de carbono y 25'13 % de hidrógeno. La sustancia es un compuesto gaseoso cuyo peso molecular aproximado es 16. Hallar la fórmula del compuesto. 5.- Una muestra de 0'596 g de un compuesto gaseoso puro, constituido exclusivamente por boro e hidrógeno, ocupa en condiciones normales, 484 cc. Cuando se quema en exceso de oxígeno, todo el hidrógeno pasa a formar 1'17 g de agua y todo su boro se encuentra como B2O3 se pide: a) Fórmula empírica, fórmula molecular y masa molecular del hidruro. b) Peso del óxido de boro formado. Datos: MB= 10'8

6.- Al reducir por hidrógeno 50 g de óxido de wolframio, se obtienen 42'59 g de W metálico. Determinar: a) La fórmula empírica de dicho óxido. b) La fórmula mínima. c) La reacción que tiene lugar debidamente ajustada. d) los litros de H2, medidos en condiciones normales, que se consumirán en la reacción. Datos: MW = 183'85 MO = 16 7.- El análisis de la nicotina dio como resultado un contenido del 74'8 % de C, 8'7 % de H y 17'3 % de N (en masa). a) Determina su fórmula empírica. b) Se sabe que la masa molecular de la nicotina es 162 u. Halla su fórmula molecular. 8.- Al quemar una muestra de 1'298 g de ácido ascórbico (vitamina C) se forman 1'947 g de CO2 y 0'531 g de H2O. a) Sabiendo que dicho compuesto sólo contiene C, H y O, determina su fórmula empírica. b) Si su masa molecular vale 88, ¿cuál es la fórmula molecular? 9.- El cromo tiene trés oxidos diferentes, cada uno de los cuales tiene 76’5 %, 68’4 % y 52’0 % del metal respectivamente. Determina las fórmulas empíricas de dichos oxidos. 10.- Un ácido oxoacido del nitrógeno contiene 1’587 % de hidrógeno y 76’191 % de oxígeno. Razona de cuál de los dos sigientes compuestos puede tratarse: a) ácido nitroso b) ácido nítrico. 11.- Durante muchos años se ha utilizado el cloroformo como anestésico. Esta sustancia presenta la siguiente composición centesimal: 10’06 % de C, 0’85 % de H y 89’09 % de Cl. Sabiendo que la masa de 1 L de dicho gas, en c.n. es 5’33 g, determina la fórmula molecular del cloroformo.


Hoja de problemas 4: Composición centesimal

1.- Hallar la composición centesimal del KNO3. Datos: MK=39, MN=14, MO=16. 2.- Determinar el contenido en calcio del CaCO3. Datos: MCa= 40, MC = 12, MO = 16. 3.- Determinar el contenido en Ca de un CaCO3 comercial del 90 %. 4.- Calcular la cantidad de CuSO4 . 5H2O de que es necesario partir para obtener: a) 15 g de Cu. b) 10 g de CuSO4 anhidro. Datos: MCu = 63'5, MS = 32 5.- Hallar la cantidad de KClO3 que se necesita para obtener 1 Kg de Oxígeno. Dato: MCl = 35'5 6.- Calcular la composición centesimal del oxalato de plata (Ag2C2O4). Dato: MAg = 108. 7.- Calcular los tantos por ciento de SiO2, Al2O3, CaO y H2O contenidos en el compuesto cuya fórmula es: (SiO2)6 · Al2O3 · CaO · 6H2O; Dato: MSi = 28, MAl = 27 8.- Calcular la pérdida de peso que experimentan 153 g del compuesto anterior cuando por calentamiento se desprende totalmente el agua de hidratación. 9.- Calcular el % de cobre existente en los compuesto: a) Óxido de cobre (I), Cu2O; b) cloruro de cobre (I), CuCl; c) Sulfato de cobre (II) pentahidratado, CuSO4 · 5H2O. 10.- Hallar la composición centesimal de los compuestos a: a) bromuro potásico KBr, b) sulfato amónico (NH4)2SO4. Dato: MBr = 80

Unidad didáctica 3 · Ej.: granito, agua y azúcar, café con leche, aire, etc. Hay tres tipos:...

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