Introducción a la estructura meterial

Tema 1 Introducción a la estructura de la materia
La Estructura de la Materia.
Una pregunta que algunas veces nos hemos hecho es ¿en cuántas partes se puede dividir un material antes
de que deje de serlo? Es decir, ¿Cuál es la unidad indivisible de la materia?
Esta pregunta fue planteada en los tiempos de las primeras civilizaciones humanas y los griegos intentaron
darle respuesta, iniciándose allÃ− un debate que solo obtendrÃ−a definitiva respuesta varios siglos
después. Los griegos llamaron a esa partÃ−cula átomo, pero hoy en dÃ−a sabemos que lo que conocimos
por mucho tiempo como tal también puede ser fÃ−sicamente dividido causando un efecto de liberación de
energÃ−a que ha sido usado para bien por unos y para mal por otros.
El principal problema con el tema del átomo es que su tamaño es extremadamente pequeño, por lo que
escapa de la resolución del ojo humano. Por ello, cuando más de dos mil años después John Dalton
retoma el tema del átomo debe plantearse un modelo mental en el que plantea que todos los elementos
están conformados por átomos. Dalton asume que los átomos son esféricos y rÃ−gidos, además de
indestructibles. Según ese modelo, Dalton expresa que los átomos son iguales para un mismo elemento
pero difieren en tamaño, masa y propiedades para dos elementos distintos. Obviamente, según ese
esquema, los átomos de dos elementos distintos participan en las reacciones quÃ−micas, pero durante ese
fenómeno los átomos ni se crean ni se destruyen, ni tampoco se transforman en otros tipos de átomos. Por
último, cuando ocurre una reacción quÃ−mica los átomos de los elementos se combinan en una nueva
unidad llamada molécula.
Actualmente, se acepta que el átomo es la unidad estructural y reactiva de la materia, y que pueden
combinarse para formar partÃ−culas conocidas como moléculas a través de las reacciones quÃ−micas.
Según el modelo corpuscular los átomos y las moléculas son partÃ−culas que se encuentran en constante
movimiento.
Sin embargo, el modelo atómico de Dalton se vuelve insuficiente cuando se trata de explicar los fenómenos
eléctricos que ocurren en la materia. Por ello, Joseph Thomson aseveró que el átomo poseÃ−a ciertas
partÃ−culas con cargas negativas a las que llamó electrones. De esta manera Thomson establece que el
átomo sÃ− era divisible.
El nuevo modelo atómico señalado por Thomson establece que el átomo está formado por una esfera de
carga positiva que se encuentra incrustada por partÃ−culas más pequeñas de carga negativa llamadas
electrones. Cuando Thomson se referÃ−a a su modelo atómico lo llamaba "uvas en gelatina".
Algún tiempo más tarde, Rutherford, logró descubrir que existÃ−an partÃ−culas con carga positiva en la
materia a las que llamó protones. Rutherford también introdujo la idea de que los átomos no eran masas
compactas, sino que existÃ−an espacios vacÃ−os entre ellos. De esta manera Rutherford marcó una nueva
estructura para el átomo. En ella establecÃ−a que el átomo tenÃ−a un centro con carga positiva al que
llamó núcleo atómico. En este núcleo se encuentran los protones, alrededor de este mismo núcleo
orbitan otras partÃ−culas de carga negativa a las que Rutherford llamó electrones. En sÃ−, este modelo se
parece mucho al sistema solar, donde el núcleo serÃ−a el sol y los electrones asemejan a los planetas.
A pesar de que el modelo de Rutherford se parece mucho a la realidad, aún le faltan elementos que le
permitan describir con precisión al átomo. Se sabe que el núcleo del átomo contiene tres partÃ−culas
subatómicas. Los protones que tienen carga positiva, los neutrones que no tienen carga eléctrica. Al
conjunto de protones y neutrones se les conoce como nucleones. El número de electrones siempre debe ser
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igual al número de protones, de allÃ− que la caracterÃ−stica eléctrica del átomo sea neutra.
Modelo de Bohr
El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo cuantizado del átomo propuesto en 1913
por el fÃ−sico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables
alrededor del núcleo. Este modelo es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto fÃ−sico) en
sÃ−, sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones.
Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba
realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y
absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el
núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partÃ−a conceptualmente del
modelo atómico de Rutherford. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavÃ−a utilizado
frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.
Postulados de Bohr
En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a cuatro postulados
fundamentales:
• Los electrones orbitan el núcleo del átomo en niveles discretos y cuantizados de energÃ−a, es
decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas.
• Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios.
• El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un
único cuanto de luz (fotón) cuya energÃ−a corresponde a la diferencia de energÃ−a entre
ambas órbitas. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento
angular orbital
• La cuarta hipótesis asume que el valor mÃ−nimo de n es 1. Este valor corresponde a un
mÃ−nimo radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm. A esta distancia se le denomina radio
de Bohr.
PartÃ−culas fundamentales: protón, neutrón y electrón
• El átomo es la menor cantidad de un elemento que conserva las propiedades quÃ−micas de dicho
elemento.
• Los átomos están constituidos fundamentalmente por tres tipos de partÃ−culas:
♦ El electrón (e) es una partÃ−cula elemental cargada de electricidad negativa. Su masa es
unas 2000 veces menor que la del protón, por lo que se la suele considerar nula.
♦ El protón (p) es una partÃ−cula elemental cargada de electricidad positiva. Su carga es
igual que la del electrón pero de signo positivo y su masa es aproximadamente equivalente a
1 u.m.a.
♦ El neutrón (n) es una partÃ−cula elemental carente de carga eléctrica. Su masa es
aproximadamente equivalente a 1 u.m.a.
• El átomo está constituido por:
♦ Un núcleo, que se encuentra localizado en el centro del átomo y donde está concentrada
casi toda la masa y toda la carga positiva. En el núcleo, además, se encuentran los
neutrones y los protones.
♦ Una corteza exterior que rodea al núcleo y que delimita el exterior del átomo y por la que
se encuentran los electrones, de masa prácticamente despreciable, girando a grandes
distancias alrededor del núcleo.
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♦ Entre el núcleo y la corteza existe una distancia enorme y ese espacio está completamente
vacÃ−o.
• Desde el punto de vista eléctrico el átomo es neutro, habiendo igual nº de electrones que de
protones. El núcleo presenta la carga positiva y la corteza la carga negativa.
• Desde el punto de vista másico la masa del átomo se encuentra en el núcleo, ya que se considera
despreciable la masa de los electrones frente a la masa de los protones y neutrones.
Número atómico. Número másico. Isótopos
• Se denomina número atómico (Z) al número de protones que tiene un átomo y nos indica el
orden del elemento en la tabla periódica, es decir, el lugar que ocupa en la Tabla Periódica.
Número atómico (Z) = nº de protones
• En un átomo neutro (sin carga eléctrica), el número de protones coincide con el número de
electrones.
• Las propiedades quÃ−micas de los átomos dependen solamente de los electrones que haya en la
corteza, fundamentalmente de sus electrones más externos.
• Un átomo de un elemento se distingue del de otro elemento en el número de protones que tiene en
su núcleo, no en el número de neutrones.
• Se denomina número másico (A) al número de protones y neutrones de un átomo.
Número másico (A) = nº de protones (Z)+ nº de neutrones (N)
• Los isótopos son los átomos de un mismo elemento que poseen el mismo número de protones
pero distinto número de neutrones. Hay tres isótopos del oxÃ−geno (, , ).
• Se llaman iones a los átomos que presentan carga eléctrica. Esto ocurre cuando en determinadas
circunstancias los átomos pierden o ganan electrones.
♦ Se llaman cationes a los átomos con carga eléctrica positiva y es debido a que los
átomos iniciales han perdido electrones. (Ca2+)
♦ Se llaman aniones a los átomos con carga eléctrica negativa y es debido a que los
átomos iniciales han ganado electrones. (Cl-)
• Las diferentes definiciones se representan mediante:
Masa atómica y molecular. Concepto de mol. Número de Avogadro. Masa molar. Gases
ideales: leyes y ecuación de estado. Volumen molar
• Se define la unidad de masa atómica (u.m.a.) como la doceava parte de la masa del átomo del
carbono 12.
• Se define la masa atómica de un elemento a la masa de un átomo de dicho elemento expresada en
u.m.a.
• Se define la masa molecular de una sustancia a la masa de una molécula de dicha sustancia
expresada en u.m.a. La masa molecular es igual a la suma de las masas atómicas de cada uno de lo
átomos que constituyen la molécula de la sustancia.
• Se denomina mol a la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partÃ−culas
(átomos, moléculas, iones) como átomos hay en 12 g de carbono 12.
• Este número de átomos que hay en 12 g de 12C es el número de Avogadro. Se representa por
NA y el último valor obtenido por diversas técnicas es 6'023·1023 partÃ−culas por mol.
• Se llama masa molar a la masa de un mol de una sustancia y es la masa atómica o molecular
expresada en gramos.
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• Gases ideales: Se ha visto que a presiones bajas y a temperaturas altas todos los gases obedecen a tres
leyes que relacionan el volumen de un gas con la presión y la temperatura. Un gas que obedece a
estas leyes se denomina gas ideal o perfecto. En un gas ideal, las partÃ−culas que lo componen
carecen de tamaño y no interactúan entre sÃ−, cosa que no sucede con los gases reales.
• Un gas está sometido a tres variables: el volumen que ocupa el gas, la presión a la que se
encuentra sometido y la temperatura.
♦ Leyes de los gases
◊ Ley de Boyle: A temperatura constante y una cantidad fija de un gas, el producto de
la presión que ejerce el gas por el volumen del gas permanece constante. También
se dice que la presión y el volumen son inversamente proporcionales.
◊ Ley de Charles: A presión constante, el volumen de una masa dada de un gas es
directamente proporcional con la temperatura absoluta del gas (medida en ºK).
◊ Ley de Gay-Lussac: A volumen constante, la presión de una masa dada de un gas
es directamente proporcional con la temperatura absoluta del gas (medida en ºK)
◊ Ley universal: Las tres leyes anteriores se pueden globalizar en una sola ecuación:
(Ecuación de estado de los gases ideales)
donde R es una constante que vale
◊ Se denomina volumen molar al volumen que ocupa un mol de un gas.
◊ Hipótesis de Avogadro: Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las
mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de
moléculas.
◊ Ley de Dalton: En una mezcla gaseosa, la presión total de la mezcla es la suma de
las presiones parciales de los gases que la forman.
donde PT es la presión total, Pi es la presión parcial de cada gas, es el número total de moles de la mezcla
y es al número de moles de cada gas.
• Los elementos que existen en estado gaseoso a 1 atm. de presión y 25º C son:
H2 (hidrógeno molecular)
He (helio)
N2 (nitrógeno molecular)
Ne (neón)
O2 (oxÃ−geno molecular)
Ar (argón)
O3 (ozono)
Kr (kriptón)
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F2 (flúor molecular)
Xe (xenón)
Cl2 (cloro molecular)
Rn (radón)
Para los problemas tenéis que utilizar lo siguiente:
• DATOS Masas atómicas: H=1, N=14, O=16, S=32
La masa molecular de (NH4)2SO4= 132 u.m.a.
1 mol de (NH4)2SO4
6'023·1023 moléculas de (NH4)2SO4
132 g de (NH4)2SO4
• Las condiciones normales son 1 atmósfera de presión y 0º C = 273º K.
El volumen molar de un gas medido en condiciones normales es de 22'4 litros, es decir, 1 mol de cualquier
gas ocupa 22'4 litros.
Cuando las condiciones no son las normales, el volumen molar se calcula por la ecuación de los gases
ideales
P = presión medida en atmósferas (1 atmósfera = 760 mm de Hg)
V = volumen del gas medido en litros (1 litro = 1 dm3 = 1000 cm3)
n = número de moles de gas que hay en el recipiente
R = 0'082 (constante universal de los gases)
T = temperatura medida en grados Kelvin (ºK = 273+ ºC)
ELEMENTOS, COMPUESTOS Y MEZCLAS
Todo lo que existe en el universo está compuesto de Materia. La Materia se clasifica en Mezclas y
Sustancias Puras. Las Mezclas son combinaciones de sustancias puras en proporciones variables, mientras que
las sustancias puras comprenden los compuestos y los elementos. Los compuestos están formados por una
combinación de elementos en una proporción definida.
Las Mezclas se clasifican en Mezclas Homogéneas (Soluciones) y Mezclas Heterogéneas. En una
Mezcla Heterogénea pueden distinguirse con facilidad las diferentes fases que forman la Mezcla, mientras
que en una Mezcla Homogénea no hay distinción de fases.
Las Mezclas se separan en sus componentes por procesos fÃ−sicos, mientras que los Compuestos se separan
en sus constituyentes por procesos quÃ−micos
ELEMENTO QUÃ MICO.
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Elemento quÃ−mico, sustancia que no puede ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por
medios quÃ−micos ordinarios. Se les representa en forma abreviada con sÃ−mbolos, que consiste en una letra
mayúscula o 2 letras, en donde la primera es mayúscula y la segunda minúscula.
Ejemplos: Na, Cl, C, Mg, K
Algunos sÃ−mbolos no coinciden con las primeras letras del nombre del elemento esto se debe a que el
sÃ−mbolo deriva de vocablos latinos.
Antiguamente, los elementos se consideraban sustancias fundamentales, pero hoy se sabe que consisten en
una variedad de partÃ−culas elementales: electrones, protones y neutrones.
Se conocen más de 100 elementos quÃ−micos en el Universo. Aunque varios de ellos, los llamados
elementos transuránicos, no se encuentran en la naturaleza, han sido producidos artificialmente
bombardeando núcleos atómicos de otros elementos con núcleos cargados o con partÃ−culas nucleares.
Dicho bombardeo puede tener lugar en un acelerador de partÃ−culas (como el ciclotrón), en un reactor
nuclear o en una explosión nuclear.
Los elementos quÃ−micos se clasifican en metales y no metales. Los átomos de los metales son
electropositivos y combinan fácilmente con los átomos electronegativos de los no metales. Existe un grupo
de elementos llamados metaloides, que tiene propiedades intermedias entre los metales y los no metales, y que
se considera a veces como una clase separada.
Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico, pero diferentes números másicos, se llaman
isótopos. Algunos elementos tienen varios isótopos naturales, mientras que otros sólo existen en una
forma isotópica. Se han producido cientos de isótopos sintéticos. Varios isótopos naturales y algunos
sintéticos son inestables.
COMPUESTO QUIMICO
Compuesto quÃ−mico, sustancia formada por dos o más elementos que se combinan en proporción
invariable. El agua, formada por hidrógeno y oxÃ−geno, y la sal, formada por cloro y sodio, son ejemplos de
compuestos quÃ−micos comunes. Tanto los elementos como los compuestos son sustancias puras. Se les
representa en forma abreviada mediante fórmulas quÃ−micas.
Otros ejemplos: HCl, Carbonaro de sodio: Na2CO3, Acido acético: CH3COOH, Hipoclorito de Sodio
LAS MEZCLAS DE SUSTANCIAS
En la naturaleza la materia suele presentarse en forma de mezclas de varias sustancias puras. Estas mezclas
pueden ser homogéneas o heterogéneas.
En una mezcla homogénea no se distinguen diferencias entre sus partes, pro ejemplo: el vino, la leche, el
agua de mar... son mezclas homogéneas. A las mezclas homogéneas cuyo estado final es lÃ−quido se les
suele llamar disoluciones.
Sin embargo, en una mezcla heterogénea se distinguen claramente partes diferentes dado que estas poseen
distinta naturaleza, es decir, no tienen las mismas propiedades caracterÃ−sticas. Son ejemplos: la tierra, la
mayorÃ−a de las rocas, una mezcla de agua y aceite.
Las mezclas se pueden separar por procedimientos fÃ−sicos. Veamos varios ejempos.
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Una mezcla de petróleo y agua se puede separar aprovechando que el petróleo es menos denso y flota en el
agua. A este procedimiento se le llama decantación y está basado en diferencias de densidad. Â
.
Una mezcla de limaduras de hierro con otro componente se puede separar gracias a la propiedad que tiene
dicho metal de ser atraÃ−do por los imanes.
En el caso de las disoluciones, la separación puede
realizarse considerando que cada una de las sustancias
disueltas posee distinta temperatura de ebullición. Se
calienta la mezcla y se separa primero la sustancia que
hierve antes. Este proceso fÃ−sico es la destilación y
está basado en diferencias en la temperatura de
ebullición. De esta forma podemos separar las
numerosas sustancias que forman el petróleo, la sal
del agua del mar, el alcohol del vino, los colorantes de
una tinta, etcétera.
FÃ RMULAS EMPÃ RICAS Y MOLECULARES. COMPOSICION CENTESIMAL
En quÃ−mica la fórmula empÃ−rica es una expresión que representa la proporción más simple en la
que están presentes los átomos que forman un compuesto quÃ−mico. Es por tanto la representación mas
sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mÃ−nima.
Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos de cada clase presentes
en la molécula.
Ejemplos en quÃ−mica
La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxÃ−geno, por lo que su
fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su fórmula empÃ−rica.
Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dos átomos de carbono y seis de
hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será C2H6 y su fórmula empÃ−rica CH3.
Algunos compuestos, como el cloruro de sodio o sal común, carecen de entidades moleculares, pues están
compuestos por redes de iones, y por ello, sólo es posible hablar de fórmula empÃ−rica. Ejemplo: NaCl es
la fórmula del cloruro de sodio, e indica que por cada ión sodio, existe un ión cloro.
La composición centesimal indica el porcentaje en masa, de cada elemento que forma parte de un
compuesto. Se obtiene a partir de la fórmula molecular del compuesto, ya que ésta nos indica el número
de átomos de cada elemento presentes en el compuesto.
Para calcular la composición centesimal de cada elemento, se aplica la siguiente expresión:
En donde ni indica el número de átomos del elemento i considerado y PMi la masa atómica de dicho
elemento.
El denominador es la masa molecular del compuesto.
Ejemplo
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Queremos calcular el porcentaje de oxÃ−geno presente en el ácido nÃ−trico. Las masas moleculares son:
Hidrógeno = 1,008 uma.
Nitrógeno = 14,01 uma.
OxÃ−geno = 16,00 uma.
Peso molecular del ácido nÃ−trico:
uma.
La fórmula del ácido nÃ−trico es HNO3, asÃ− sabemos que una molécula de ácido nÃ−trico contiene
un átomo de hidrógeno, uno de nitrógeno y tres de oxÃ−geno. Aplicamos la fórmula anterior para el
oxÃ−geno.
Lo mismo puede repetirse para cada elemento.
Esta fórmula es válida para compuestos moleculares; se puede aplicar igualmente si tratamos con
compuestos iónicos, tomando como peso molecular de dicho compuesto al correspondiente a una celda
unidad; en el caso de un cristal de cloruro de sodio (NaCl, sal común), la fórmula molecular que
tomarÃ−amos serÃ−a NaCl.
Fórmula empÃ−rica , fórmula molecular y composición centesimal
Ejemplo:
Un hidrocarburo, de masa molar 42 g/mol, contiene un 85,7 % de carbono. Indica cuál es su fórmula
empÃ−rica y su fórmula molecular.
85,7Â % de carbono significa que por cada 100 g de compuesto tendremos 85,7 g de carbono; puesto que se
trata de un hidrocarburo, el resto hasta 100 tendrá que corresponder a la masa de hidrógeno
(100-85,7)=14,3 g de hidrógeno, es la masa en 100 g de compuesto, es decir, el compuesto tiene un 14,3 %
de hidrógeno.
Las masas de cada elemento podemos expresarlas en términos de cantidad de sustancia, por tanto,
tendremos que en 100 g de hidrocarburo hay 7,14 mol de carbono y 14,3 mol de hidrógeno.
Estas cantidades de sustancia pueden expresarse en términos de cantidades de partÃ−culas, por tanto,
tendremos que en 100 g de hidrocarburo hay 7,14·Na átomos de C y 14,3·Na átomos de H (siendo Na el
número de Avogadro).
Ahora podemos determinar la relación (proporción, cociente, división,…) entre la cantidad de átomos de
un elemento y la cantidad de átomos del otro elemento (esto es lo que nos indica la fórmula empÃ−rica):
Lo que significa que, en ese compuesto, por cada 1 átomo de hidrógeno tendremos 0,5 átomos de C.
Es decir, la fórmula empÃ−rica es CH2.
Para determinar la fórmula molecular se debe de conocer la masa molar que, en este caso es de 42 g/mol.
Supongamos que la fórmula molecular es CnH2n entonces la masa molar será
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M(hidrocarburo)=n·12+2n·1.
42=12n+2n de donde se obtiene n=3; es decir la fórmula molecular es C3H6. Podemos adelantar que se trata
del propeno.
Ejercicios
• Calcula el número de moles y el número de moléculas que hay en 36 g de las sustancias siguientes:
• Metano (CH4).
• Calcio (Ca).
• à cido sulfúrico (H2SO4).
• ¿Qué masa hay en 0'2 moles de cada una de las sustancias del ejemplo anterior?
• Determina el número de moles y el número de moléculas que hay en 54 g de las siguientes sustancias:
• Dióxido de carbono (CO2).
• Cloro (Cl2).
• Sacarosa (C12H22O11).
• ¿Qué masa hay en 0'4 moles de cada una de las sustancias del ejemplo anterior?
• En 3'2 g de Pb3(PO4)2:
• ¿Cuántos moles hay de dicho compuesto?
• ¿Cuántas moléculas hay de dicho compuesto?
• ¿Cuántos átomos de O y de Pb hay?
• Determina la masa de hierro que puede obtenerse a partir de los siguientes compuestos:
• 100 g de Fe2(SO4)3.
• 25 g de un mineral con un 80 % en peso de FeS.
• 2 moles de FeCO3.
• Tenemos en un recipiente 27 g de agua.
• Calcula la cantidad de moles de agua.
• Calcula el número de moléculas de agua.
• Calcula el número de átomos de oxÃ−geno e hidrógeno.
Tema 1 Introducción a la estructura de la materia
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