Moléculas y otras posibilidades 1/5 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 UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN A DISTANCIA Moléculas y otras posibilidades 2/5 QUÍMICA 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 UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN A DISTANCIA Moléculas y otras posibilidades 3/5 QUÍMICA Agrupaciones y combinaciones de átomos Moléculas y otras posibilidades 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. Autora: Mercedes de la Fuente Rubio UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN A DISTANCIA Moléculas y otras posibilidades 4/5 QUÍMICA Agrupaciones y combinaciones de átomos Moléculas y otras posibilidades 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 Autora: Mercedes de la Fuente Rubio UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN A DISTANCIA Moléculas y otras posibilidades 5/5 QUÍMICA Agrupaciones y combinaciones de átomos Moléculas y otras posibilidades 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 UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN A DISTANCIA