Cantidades químicas

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QUÍMICA
Agrupaciones y combinaciones de átomos
Moléculas y otras posibilidades
Los átomos, las unidades estructurales químicas que forman la materia, muy raras veces los encontraremos solos. Por el
contrario: tratarán de agruparse formando moléculas u otros tipos de agregados. Si analizamos la materia y su constitución
nos encontraremos que ésta está constituida por diferentes sustancias, que podemos clasificar en:
. Las sustancias más elementales, los elementos químicos: sustancias que están formadas por un único tipo de átomos, y
que por tanto, no podremos descomponer de forma química en otras sustancias más simples. Las formas de encontrar
estos elementos será, o bien como átomos aislados – aquellos que son lo suficientemente estables como para no
necesitar interaccionar con otros (estos son los gases nobles), o bien aquellos en los que átomos de un mismo tipo
interaccionan entre sí formando sustancias que pueden ser moléculas, sustancias atómicas, sustancias metálicas… La
forma de interacción de los átomos será diferente, pero todas tendrán en común que únicamente están formadas por
un tipo de átomos, por un único elemento.
. Compuestos, cuando átomos de distinto tipo se combinan entre sí. Estos compuestos, por tanto, podremos
descomponerlos químicamente en los diferentes elementos que los componen.
Los átomos están agrupados consigo mismo y con otros átomos dando lugar a
combinaciones que forman las diferentes sustancias: elementos, compuestos
iónicos, metálicos, moléculas, ….
Elementos y compuestos
Las diferentes sustancias que constituyen la
materia las vamos a clasificar en sustancias
simples, aquellas que están formados por
únicamente un tipo de átomos (no podremos
descomponerlas en sustancia más simples),
que son los distintos elementos químicos, o
en sustancias compuestas, los diferentes
compuestos químicos. Estos compuestos
están formados por más de un átomo diferente,
pudiendo descomponerse en sustancias más
simples (los elementos químicos que las
componen).
Figura 1. Sustancias elementales:
hidrógeno y oxígeno molecular y dos
compuestos formados por esos dos
elementos: agua y agua oxigenada
Por ejemplo, el hidrógeno o el oxígeno son
elementos, el agua o el agua oxigenada,
formadas ambas por estos dos elementos son
compuestos de hidrógeno y oxígeno
Interacción entre átomos
Son muy pocos los átomos cuyas características químicas les permiten ser
estables de forma aislada, sin interaccionar con otros. En concreto son los gases
nobles (Helio, He; Neón, Ne; Argón, Ar; Criptón, Kr; Xenón, Xe y Radón, Rn) los
únicos cuyos átomos tienen una configuración tal que en la naturaleza los
encontramos en forma gaseosa e inerte. El resto de los átomos que constituyen los
elementos químicos interaccionan entre sí. Como resultado de esta interacción se
forma un enlace entre los átomos, y según sea esta interacción se formarán
enlaces de distintos tipos.
Sustancias:
Porción de materia
homogénea y con una
composición química
definida.
Elementos químicos:
Sustancias formadas por
un único tipo de átomos.
Luego, es una sustancia
simple, es decir, que no se
puede descomponer en
sustancias más sencillas
mediante procedimientos
químicos.
Compuestos:
Sustancia en cuya
composición intervienen
más de un tipo de átomos.
Mediante procedimientos
químicos podremos
descomponerlos en los
distintos elementos que la
constituyen.
Enlace químico:
Unión entre diferentes
átomos debido a las
fuerzas generadas por el
intercambio o compartición
de electrones externos de
los átomos que se unen.
Dentro de las interacciones más fuerte entre átomos podemos citar, por ejemplo, aquellas que conducen a la
formación de enlaces covalentes, iónicos, metálicos,… y entre las más débiles, por ejemplo, las interacciones
de Van der Waalls o aquellas que conducen a la formación de enlaces de hidrógeno.
Autora: Mercedes de la Fuente Rubio
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Agrupaciones y combinaciones de átomos
Moléculas y otras posibilidades
Enlaces covalentes y moléculas
Tanto los átomos de las sustancias simples (elementos químicos) como los de
los compuestos los podremos encontrar organizados formando moléculas.
Avogadro fue el primero que postuló la posibilidad de que las “partículas” de
algunos elementos gaseosos estuviesen formadas por dos átomos. A estas
agrupaciones las llamó moléculas. Hoy utilizamos este término para referirnos
a cualquier agrupación de un número determinado de átomos, formando así
unidades discretas. Por ejemplo, el elemento hidrógeno (H) lo podemos
encontrar como agrupaciones de dos átomos, formando las moléculas de
hidrógeno (H2), o el elemento oxígeno (O) que lo podemos encontrar en dos
formas alotrópicas: como moléculas de oxígeno (O2) o como moléculas de
ozono (O3) (Figura 1).
Igualmente hablamos de moléculas de agua o moléculas de agua oxigenada
para referirnos a las unidades estructurales que forman estos compuestos (ver
Figura 1).
La característica común a todas las moléculas es la interacción entre en
número concreto de átomos mediante enlaces covalentes.
Otras formas de agrupación de los átomos
Los átomos no siempre se organizan en unidades discretas. En muchas
sustancias, los átomos interaccionan formando redes tridimensionales extensas
y continuas. Este es el caso de las sustancias atómicas, metálicas o iónicas:
Sustancias atómicas
La interacción mediante enlaces covalentes puede dar lugar a extensos
entramados de átomos, en lugar de a unidades discretas: en este caso
hablamos de sustancias atómicas. Igual que sucede en las moléculas, los
átomos que constituyen una red de este tipo pueden ser:
. todos del mismo tipo: sustancia elemental atómica.
Ejemplos de este tipo son el grafito o el diamante
(Figura 2), dos de las formas alotrópicas del carbono.
. átomos de dos o más elementos químicos: compuestos
atómicos. Un ejemplo es el dióxido de silicio (cuarzo). En
este sólido atómico cada átomo de silicio se une a cuatro
átomos de oxígeno, y cada átomo de oxígeno está unido a
dos átomos de silicio (por cada átomo de silicio hay dos de
oxígeno: (SiO2)n).
Figura 2. Una de las
formas alotrópicas
del carbono.
Figura 3.
Sustancias metálicas
Otra forma en la que los átomos se pueden encontrar es
unidos mediante lo que denominamos enlaces metálicos.
Así es como están los átomos que constituyen las
sustancias elementales de los metales: cobre, aluminio,
sodio, calcio, hierro, oro, plata,…
Sustancias iónicas
Finalmente, existe otra importante forma de interacción
entre átomos que consiste en el intercambio de electrones:
un átomo cede uno o más electrones, formándose un
catión, a otro que los acepta, formándose un anión. A esta
interacción es a la que denominamos enlace iónico. Las
sustancias en las que los átomos se organizan mediante
enlaces de este tipo son los compuestos iónicos. Como
ejemplo podemos citar cualquier sal, como el cloruro sódico
(Figura 3).
Enlace covalente:
Unión entre dos átomos a
través de la compartición de
pares de electrones.
Moléculas:
Agrupación de átomos,
constituyendo las partículas
más pequeñas de una
sustancia con las propiedades
químicas específicas de esa
sustancia. Se caracterizan por
estar constituidas por un
número de átomos finito dando
lugar a unidades discretas con
composición constante.
Formas alotrópicas:
Las distintas formas en las que
podemos encontrar un mismo
elemento, según las diferentes
formas en las que se agrupan
los átomos. Constituyen
sustancias que presentan
diferentes propiedades
químicas y físicas.
Sustancias atómicas:
Redes tridimensionales
extensas de átomos unidos
mediante enlaces covalentes.
Enlace metálico:
Tipo de enlace entre átomos en
el que los electrones quedan
deslocalizados por toda la
sustancia: “flotan” en una nube
general de electrones sobre
todos los núcleos atómicos.
Son más débiles que los
enlaces iónicos o covalentes.
Sustancias metálicas:
Aquellas en las que los átomos
que las integran están unidos
mediante enlace metálico.
Enlace iónico:
Tipo de enlace entre átomos en
el que se produce un
intercambio de electrones,
formándose los iones
correspondientes: aniones y
cationes.
Ión:
Partícula con exceso de carga,
positiva o negativa.
Anión: Ión con carga negativa.
Catión: Ión con carga positiva.
Sustancias iónicas:
Aquellas en las que los átomos
interaccionan intercambiando
uno o más de sus electrones,
es decir, mediante enlace
iónico.
Autora: Mercedes de la Fuente Rubio
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Representación química de los elementos y los compuestos: los símbolos y las fórmulas químicas
Los elementos químicos los representamos mediante los símbolos químicos.
Para los compuestos utilizamos las fórmulas químicas. Una fórmula química de
un compuesto indica el tipo de átomos que lo componen mediante el símbolo
químico de cada uno de los elementos.
Diferenciamos entre las fórmulas moleculares y las fórmulas empíricas. Las
primeras sirven para representar, como su nombre indica, a las moléculas. Con la
fórmula molecular se da una expresión cualitativa (qué tipo de átomos) y
cuantitativa (cuántos átomos de cada tipo) de una molécula. Es decir, la fórmula
molecular incluye, además de los símbolos químicos de todos los elementos que
integran cada una de las moléculas, la cantidad exacta de átomos de cada
elemento que hay, lo que se indica mediante un subíndice en cada uno de los
símbolos químicos. Por ejemplo la fórmula molecular para el agua es H2O, y la del
agua oxigenada (o peróxido de hidrógeno) es H2O2. Estas fórmulas nos están
indicando que, en el agua, cada molécula esta compuesta por dos átomos del
elemento hidrógeno y un átomo del elemento oxígeno, y en el agua oxigenada,
cada molécula está formado por dos átomos del elemento hidrógeno
interaccionando con dos átomos del elemento oxígeno.
Símbolo químico:
Representación de un
átomo de un elemento.
Fórmula química:
Representación, mediante
los símbolos químicos, de
los compuestos químicos.
Fórmula molecular:
Fórmula química que
indica el tipo y números de
átomos que componen
una molécula.
Fórmula empírica:
Formula química que
muestra la relación más
simple que existe entre los
distintos elementos que
forman un compuesto.
En el caso de las sustancias no moleculares no tiene sentido hablar de fórmula molecular. En estos casos los
representamos mediante una fórmula química que expresa la proporción relativa de los átomos que integran
el compuesto, en su relación más simple. Por ejemplo, la fórmula para el Cloruro sódico es NaCl, que nos
indica que por cada átomo de Cloro existe en el compuesto un átomo de Sodio, o como hemos mencionado
para el cuarzo (sólido atómico) SiO2, que indica que la proporción entre átomos de Si y O es de 1:2. A esta
representación de la proporción relativa más sencilla de cada uno de los elementos que forman los
compuestos es a lo que denominamos fórmula empírica.
Aunque resulta obvio que no tiene sentido hablar de fórmula molecular para un compuesto no molecular, en
el caso de los compuestos moleculares sí podemos hablar de fórmula molecular y de fórmula empírica: esta
última sería una reducción de la fórmula molecular que exprese únicamente la relación entre átomos, pero no
el contenido real de estos en cada molécula. Así, por ejemplo, para el agua, H2O es su fórmula molecular y
fórmula empírica al mismo tiempo. Para el agua oxigenada, H2O2 es la fórmula molecular, mientras que la
fórmula empírica será HO.
¿Cuánto pesa una molécula?
Hablamos de masa (o peso) molecular de un compuesto para referirnos a la masa
de una de sus moléculas medida en unidades de masa atómica. Como es fácil
deducir, la masa de una molécula será la suma de las masas de los distintos
átomos que la componen, o lo que es lo mismo, la suma de las masas atómicas de
los átomos representados en la fórmula molecular.
Y si la sustancia no esta constituida por moléculas…
Si la sustancia no es un compuesto molecular no tendría sentido hablar de peso
molecular (aunque en algunas ocasiones lo hacemos). En vez de esto, hablamos
de peso fórmula, que se corresponde con la suma de las masas atómicas de los
elementos representados en la fórmula química que representa a ese compuesto,
que en este caso será la fórmula empírica.
Peso molecular:
Masa de una molécula. Es
el resultado de sumar las
masas atómicas de cada
uno de los átomos que la
componen. Se expresa en
unidades de masa atómica
(uma).
Peso fórmula:
Suma de los pesos
atómicos de los átomos
representados en una
fórmula química.
El concepto de peso fórmula, por tanto, es más amplio que el de peso molecular: una molécula, la podremos
representar por su fórmula molecular y, por tanto, el peso fórmula y el peso molecular coincidirán. Para los
compuestos no moleculares, la fórmula química que los representa será la fórmula empírica y, por tanto, el
peso fórmula se corresponde con la suma de las masa atómicas de los elementos representados en la
fórmula empírica.
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Molécula-gramo o Mol de moléculas
Sabemos que la masa atómica de cada elemento químico expresada en la uma es
una masa relativa referida a la masa del átomo 12C (ver ficha Átomo-gramo). El
número de Avogadro (6,022 x 1023) implica el número de átomos que debemos
pesar para tener una cantidad de masa en gramos numéricamente igual a la masa
atómica del elemento que estemos manejando. Por extensión, y teniendo en
cuenta que las moléculas son agrupaciones concretas de átomos, podemos
deducir que si pesamos 6,022 x 1023 moléculas de una determinada sustancia,
tendremos un número de gramos igual al peso molecular de esa sustancia. Este
concepto originalmente se denominó molécula-gramo (de forma similar al concepto
de átomo-gramo, ver ficha Átomo-gramo), y posteriormente se ha incluido en el
concepto de mol (ver ficha Mol).
Por tanto, una molécula-gramo o mol de moléculas de una sustancia contiene
6,022 x 1023 moléculas y pesan un número de gramos igual al peso molecular
de esa sustancia. Ahora ya sabemos que una molécula de cualquier sustancia
pesa en gramos el equivalente a su peso molecular (pM) dividido por el número de
Abogador (NA)
masa de 1 molécula (g) =
pM
NA
Molécula-gramo o mol de
moléculas:
Cantidad de moléculas
que hay en una cantidad
de gramos igual en
número a la masa
molecular de esa
sustancia.
dicho de otra forma:
Una molécula-gramo o mol
de moléculas contiene
23
6,022 x 10 moléculas y
pesan un número de
gramos igual a la masa
molecular de esa
sustancia.
Número de Avogadro (NA)
23
= 6,022 x 10
Masa absoluta de una
molécula
masa de 1 molécula (gr) =
pM
NA
Otros conceptos relacionados que conviene recordar/consultar
Átomos: Unidades estructurales básicas constituyentes de toda la materia, en las que podemos encontrar todas las propiedades
químicas de un elemento. Ver ficha: Átomo: estructura.
Masa atómica relativa: Ver ficha: Átomo-gramo
Mol: ver ficha: Mol.
Ejemplo
Estamos analizando una muestra en cuya composición intervienen el carbono, el hidrógeno, el
nitrógeno y el oxígeno. Descomponemos 100 gramos de esta sustancia y pesando por separado
cada uno de los componentes vemos que hay un 49.48% de C; 5.19% de H; 28.85% de N y
16.48% de O ¿Podemos conocer la fórmula empírica de este compuesto? Si sabemos que su
masa molar es 194.19 g mol−1 ¿Cuál será su fórmula molecular?
Consideramos las masas atómicas como: H = 1.0079; C = 12.0107; N = 14.0067 y O = 15.9994
Solución:
Gramos de cada elemento en cada 100 gramos de muestra:
49.48 g de C
5.19 g H
28.85 g N
16.48 g O
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Convertimos a moles de cada elemento esas cantidades de gramos:
Para el carbono:
1 mol at. C
49.48 g de C ×
= 4.12 moles at. C
12.0107 g de C
Para el hidrógeno:
5.19 g de H ×
1 mol at. H
= 5.15 moles at. H
1.0079 g de H
Para el nitrógeno:
28.85 g de N ×
1 mol at. N
= 2.06 moles at. N
14.0067 g de N
Para el oxígeno:
16.48 g de O ×
1 mol at. O
= 1.03 moles at. O
15.9994 g de O
Relación entre moles de cada elemento (dividimos todos por el número más pequeño de
moles):
C: 4.12 / 1.03 = 4
H: 5.15 / 1.03 = 5
N: 2.06 / 1.03 = 2
O: 1.03 / 1.03 = 1
Por tanto, la relación entre el número de moles de los distintos elementos que forman este
compuesto, es decir, la fórmula empírica, será:
C4H5N2O
(en este caso todos han resultado ser número enteros, si no resulta así, multiplicaríamos todos
por un factor de forma que consigamos la relación entre el número de moles en forma de
números enteros y más sencillos posibles)
Podemos comprobar que el peso fórmula de este compuesto será:
4(12.0107) + 5(1.0079) + 2(14.0067) + 15.9994 = 97.0951
Sabiendo que la masa molar de este compuesto es 194.19 g mol−1 (o lo que es lo mismo, la
masa de una molécula de este compuesto es de 194.19 uma):
149.19
2 ; Es decir, en cada molécula tendremos 2 veces esa fórmula empírica.
97.0951
Por tanto, la fórmula molecular de este compuesto será:
C8H10N4O2
Ejercicio de autoevaluación
Si la fórmula empírica de un compuesto es C2H4O y tiene un peso molecular de 88. ¿Cuál es su
fórmula molecular? ¿Cuál será el porcentaje en gramos de carbono, hidrógeno y oxígeno?
(MAC=12; MAH=1; MAO=16)
Solución: C4H8O2; 54,5% de Carbono, 36,4% de Oxígeno y 9,1% de Hidrógeno.
Autora: Mercedes de la Fuente Rubio
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