QUÍMICA GENERAL
Estructura atómica de la materia
Átomo: Es la menor cantidad de un elemento que entra en combinación química y que no puede reducirse a partículas más simples por procedimientos químicos.
Electrón: Es la subparticula de carga negativa que se encuentra girando dentro del átomo. El valor absoluto del electrón es: 1.6O210x10x10-19C/e.
Protón: Es la subpartícula de carga positva que se localiza dentro del núcleo del átomo, su peso es aproximadamente 1.837 veces mayor al del electrón.
Neutrón: Se localiza dentro del núcleo, no tiene carga, su peso es muy similar al del protón.
Modelos atómicos
Teoría Atómica de Dalton
a) Los elementos están constituidos por partículas diminutas e indivisibles, denominados átomos.
b) Los átomos del mismo elemento son iguales en masa y tamaño, mientras que en elementos diferentes son distintos en masa y tamaño.
c) Los compuestos químicos se forman de 2 ó más átomos diferentes.
d) Los átomos se combinan por y para formar compuestos en relaciones sencillas 1:1, 2:1, 3:1, etc. Además, pueden combinarse formando más de un compuesto.
Modelo Atómico de Thompson
Determina que el átomo está constituido de electrones (-) y protones (+); ademas, todos los átomos son neutros debido a que tienen la misma cantidad de electrones y protones.
Modelo Atómico de Rutherford
a) Una parte central llamada núcleo, contiene a los protones (+), además, se encuentra casi la totalidad de la masa del átomo.
b) Existe una envoltura de cargas eléctricas negativas o electrones que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares a manera de satélites.
Modelo Atómico de Bohr (Modelo Cuántico)
a) El átomo está constituido por un núcleo central donde se encuentran los protones (+) y neutrones, mientras que el electrón (-) se mueve en órbitas esféricas alrededor del núcleo.
b) Un átomo no emite ni absorbe energía cuando se encuentra en sus órbitas estacionarias. Si el átomo es excitado, el electrón puede pasar a un orbital de mayor energía y absorber energía, al regresar a su orbital el electrón esta energía absorbida es emitida. El electrón no puede detenerse entre los niveles.
Modelo Atómico de Bohr Sommerfeld
Agrega al modelo atómico de Bohr que existen órbitas esféricas y elípticas.
Modelo Atómico Mecánico - Cuántico
Es la conceptualización del átomo actual, constituido por núcleo pequeño, central, denso y de carga positiva, en el cual se concentra la mayor parte de la masa atómica. En el núcleo existen gran número de partículas, denominadas subatómicas, denominados protones (+) y neutrones.
Los electrones (-) de carga negativa se encuentran girando en niveles definidos de energía, a su vez, estos mismos están integrados por subniveles llamados orbitales.
Todos los átomos tienen la misma cantidad de electrones y protones.
Cada orbital puede contener sólo dos electrones (Principio de Exclusión de Pauli).
Electrón: Es la subparticula de carga negativa que se encuentra girando dentro del átomo. El valor absoluto del electrón es: 1.6O210x10x10-19C/e.
Protón: Es la subpartícula de carga positva que se localiza dentro del núcleo del átomo, su peso es aproximadamente 1.837 veces mayor al del electrón.
Neutrón: Se localiza dentro del núcleo, no tiene carga, su peso es muy similar al del protón.
Modelos atómicos
Teoría Atómica de Dalton
a) Los elementos están constituidos por partículas diminutas e indivisibles, denominados átomos.
b) Los átomos del mismo elemento son iguales en masa y tamaño, mientras que en elementos diferentes son distintos en masa y tamaño.
c) Los compuestos químicos se forman de 2 ó más átomos diferentes.
d) Los átomos se combinan por y para formar compuestos en relaciones sencillas 1:1, 2:1, 3:1, etc. Además, pueden combinarse formando más de un compuesto.
Modelo Atómico de Thompson
Determina que el átomo está constituido de electrones (-) y protones (+); ademas, todos los átomos son neutros debido a que tienen la misma cantidad de electrones y protones.
Modelo Atómico de Rutherford
a) Una parte central llamada núcleo, contiene a los protones (+), además, se encuentra casi la totalidad de la masa del átomo.
b) Existe una envoltura de cargas eléctricas negativas o electrones que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares a manera de satélites.
Modelo Atómico de Bohr (Modelo Cuántico)
a) El átomo está constituido por un núcleo central donde se encuentran los protones (+) y neutrones, mientras que el electrón (-) se mueve en órbitas esféricas alrededor del núcleo.
b) Un átomo no emite ni absorbe energía cuando se encuentra en sus órbitas estacionarias. Si el átomo es excitado, el electrón puede pasar a un orbital de mayor energía y absorber energía, al regresar a su orbital el electrón esta energía absorbida es emitida. El electrón no puede detenerse entre los niveles.
Modelo Atómico de Bohr Sommerfeld
Agrega al modelo atómico de Bohr que existen órbitas esféricas y elípticas.
Modelo Atómico Mecánico - Cuántico
Es la conceptualización del átomo actual, constituido por núcleo pequeño, central, denso y de carga positiva, en el cual se concentra la mayor parte de la masa atómica. En el núcleo existen gran número de partículas, denominadas subatómicas, denominados protones (+) y neutrones.
Los electrones (-) de carga negativa se encuentran girando en niveles definidos de energía, a su vez, estos mismos están integrados por subniveles llamados orbitales.
Todos los átomos tienen la misma cantidad de electrones y protones.
Cada orbital puede contener sólo dos electrones (Principio de Exclusión de Pauli).
Estequiometria en elementos y compuestos
El mol
Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de12C.
Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023
Se abrevia como 6,02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.
Pesos atómicos y moleculares
Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.
La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.
La escala de masa atómica
Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes.
Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de aguacontenían 11,1 gramos de hidrógeno y 88,9 gramos oxígeno.
Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O.
Por tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88,9 g de Oxígeno.
De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.
Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.
Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23 gramos.
Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.
Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono ( masa = 12 uma).
Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16O) es de 15,995 uma.
La escala de masa atómica
Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes.
Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de aguacontenían 11,1 gramos de hidrógeno y 88,9 gramos oxígeno.
Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O.
Por tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88,9 g de Oxígeno.
De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.
Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.
Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23 gramos.
Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.
Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono ( masa = 12 uma).
Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16O) es de 15,995 uma.
Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma:
1 uma = 1,66054 x 10-24gramos
y al revés:
1 gramo = 6,02214 x 1023 uma
Masa atómica promedio
Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos.
Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo.
Ejemplo:
El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12C y 1,108% de 13C y una cantidad despreciable de 14C.
1 uma = 1,66054 x 10-24gramos
y al revés:
1 gramo = 6,02214 x 1023 uma
Masa atómica promedio
Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos.
Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo.
Ejemplo:
El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12C y 1,108% de 13C y una cantidad despreciable de 14C.
Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será:
(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma
La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico. Estos son los valores que se dan en las tablas periódicas.
Masa Molar
Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma.
Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma.
Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un átomo de 12C.
Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de 12C.
Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12 gramos, una mol de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos.
Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g).
La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar
La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).
Peso molecular y peso fórmula
El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química
El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química
Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de:
[2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 uma)] = 18,01528 uma
Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso fórmula es el peso molecular.
Una molécula de H2O pesa 18,0 uma; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramos.
Un par iónico NaCl pesa 58,5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58,5 gramos.
Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6.
Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será:
[6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x (15,9994 uma)] = 180,0 uma
Como las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no existen como moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones discretas. Podemos describir sus pesos fórmula pero no sus pesos moleculares. El peso fórmula del NaCl es:
23,0 uma + 35,5 uma = 58,5 uma
Composición porcentual a partir de las fórmulas
A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un compuesto.
Composición porcentual a partir de las fórmulas
A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un compuesto.
Usaremos de ejemplo al metano:
CH4
<pPeso fórmula y molecular:
[1 x (12,011 uma)] + [4 x (1,008)] = 16,043 uma
%C = 1 x (12,011 uma)/16,043 uma = 0,749 = 74,9%
%H = 4 x (1,008 uma)/16,043 uma = 0,251 = 25,1%
Interconversión entre masas, moles y número de partículas
Es necesario rastrear las unidades en los cálculos de interconversión de masas a moles.
A esto lo conocemos formalmente con el nombre de análisis dimensional.
Ejemplo:
Calcular la masa de 1,5 moles de cloruro de calcio
Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl2
Masa atómica del Ca = 40,078 uma
Masa atómica del Cl = 35,453 uma
Al ser un compuesto iónico no tiene peso molecular, sino peso fórmula..
Peso fórmula del CaCl2 = (40,078) + 2(35,453) = 110,984 uma
De manera que, un mol de CaCl2 tendrá una masa de 110,984 gramos. Y entonces, 1,5 moles de CaCl2 pesarán:
(1,5 mol)(110,984 gramos/mol) = 166,476 gramos
Ejemplo:
Si tuviera 2,8 gramos de oro, ¿cuántos átomos de oro tendría?
Fórmula del oro: Au
Peso fórmula del Au = 196,9665 uma
Por lo tanto, 1 mol de oro pesa 196,9665 gramos.
De manera que, en 2,8 gramos de oro habrá:
(2,8 gramos)(1 mol/196,9665 gramos) = 0,0142 mol
Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6,02 x 1023 atomos/mol.
Por lo cual, en 0,0142 moles tendremos:
(0,0142 moles)(6,02x1023atomos/moles)=8,56x1021 átomos
Fórmula empírica a partir del análisis elemental
Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto.
Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto.
Estas proporciones son ciertas también a nivel molar.
Entonces, el H2O tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.
De la misma manera, 1,0 mol de H2O está compuesta de 2,0 moles de átomos de hidrógeno y 1,0 mol de átomos de oxígeno.
También podemos trabajar a la inversa a partir de las proporciones molares:
Si conocemos las cantidades molares de cada elemento en un compuesto, podemos determinar la fórmula empírica.
El mercurio forma un compuesto con el cloro que tiene 73,9% de mercurio y 26,1% de cloro en masa. ¿Cuál es su fórmula empírica?.
Supongamos que tenemos una muestra de 100 gramos de este compuesto. Entonces la muestra tendrá 73,9 gramos de mercurio y 26,1 gramos decloro.
¿Cuántas moles de cada átomo representan las masas individuales?
Para el mercurio: (73,9 g) x (1 mol/200,59 g) = 0,368 moles
Para el cloro: (26,1 g) x (1 mol/35,45 g) = 0,736 mol
¿Cuál es la proporción molar de los dos elementos?
( 0,736 mol Cl/0,368 mol Hg) = 2,0
Es decir, tenemos el doble de moles (o sea átomos) de Cl que de Hg. La fórmula empírica del compuesto sería: HgCl2
Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica
La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica.
La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica.
Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el peso molecular del compuesto.
La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica).
La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40,92 % de C y 4,58 % de H, en masa.
El resto, hasta completar el 100%, es decir el 54,50 %, es de O.
El peso molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula empírica?
En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos:
40,92 gramos C
4,58 gramos H
54,50 gramos O
Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento así:
(40,92 g de C) x (1 mol/12,011 g) = 3,407 moles de C
(4,58 g de H) x (1 mol/1,008 g) = 4,544 moles de H
(54,50 g de O) x (1 mol/15,999 g) = 3,406 moles de O
Para determinar la proporción simplemente dividimos entre la cantidad molar más pequeña (en este caso 3,406 o sea la del oxígeno):
C = 3,407 moles/3,406 moles = 1,0
H = 4,544 moles/3,406 moles = 1,333
O = 3,406 moles/3,406 moles = 1,0
Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad relativa de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero.
1,333 es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos valores enteros para todos los átomos.
C = 1,0 x 3 = 3
H = 1,333 x 3 = 4
O = 1,0 x 3 = 3
Es decir C3H4O3
Esta es la fórmula empírica para el ácido ascórbico. Pero, ¿y la fórmula molecular?
Nos dicen que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma.
¿Cuál es el peso molecular de nuestra fórmula empírica?
(3 x 12,011) + (4 x 1,008) + (3 x 15,999) = 88,062 uma
El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el valor experimental.
¿Cuál será la proporción entre los dos valores?
(176 uma / 88,062 uma) = 2,0
Parece que la fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular.
Si multiplicamos la fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la correcta.
Entonces, la fórmula molecular será:
2 x C3H4O3 = C6H8O6
Combustión en aire
Las reacciones de combustión son reacciones rápidas que producen una llama.
Las reacciones de combustión son reacciones rápidas que producen una llama.
La mayoría de estas reacciones incluyen al oxígeno (O2) del aire como reactivo.
Una clase de compuestos que puede participar en las reacciones de combustión son los hidrocarburos (estos son compuestos que sólo tienen C y H).
Cuando los hidrocarburos se queman, reaccionan con el oxígeno del aire (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).
Por ejemplo cuando el propano se quema la reacción de combustión es:
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l)
Ejemplos de hidrocarburos comunes: | |
Nombre | Fórmula Molecular |
metano | CH4 |
propano | C3H8 |
butano | C4H10 |
octano | C8H18 |
En las reacciones de combustión, muchos otros compuestos que tienen carbono, hidrógeno y oxígeno (por ejemplo el alcohol metílico CH3OH, y laglucosa C6H12O6) también se queman en presencia de oxígeno (O2) para producir CO2 y H2O.
Cuando conocemos la manera en que una serie de sustancias reaccionan entre sí, es factible determinar características cuantitativas de estas, entre otras su fórmula y hasta su fórmula molecular en caso de conocer el peso molecular de la sustancia.
A esto se le conoce como análisis cuantitativo.
Análisis de combustión
Cuando un compuesto que tiene H y C se quema en presencia de O en un aparato especial, todo el carbono se convierte en CO2 y el hidrógeno enH2O.
Cuando un compuesto que tiene H y C se quema en presencia de O en un aparato especial, todo el carbono se convierte en CO2 y el hidrógeno enH2O.
La cantidad de carbono existente se determina midiendo la cantidad de CO2 producida.
Al CO2 lo atrapamos usando el hidróxido de sodio, de manera que podemos saber cuanto CO2 se ha producido simplemente midiendo el cambio de peso de la trampa de NaOH y de aquí podemos calcular cuanto C había en la muestra.
De la misma manera, podemos saber cuanto H se ha producido atrapando al H2O y midiendo el cambio de masa en la trampa de perclorato de magnesio.
Ejemplo:
Consideremos la combustión del alcohol isopropílico. Un análisis de la muestra revela que esta tiene únicamente tres elementos: C, H y O.
Al quemar 0,255 g de alcohol isopropílico vemos que se producen 0,561 g de CO2 y 0,306 g de H2O.
Con esta información podemos calcular la cantidad de C e H en la muestra, ¿Cuántas moles de C tenemos?
(0,561 g de CO2) x (1 mol de CO2/44,0 g) = 0,0128 moles de CO2
Dado que un mol de CO2 tiene un mol de C y dos de O, y tenemos 0,0128 moles de CO2 en la muestra, entonces hay 0,0128 moles de C en nuestra muestra.
¿Cuántos gramos de C tenemos?
(0,0128 moles de C) x (12,01 g/mol de C) = 0,154 g de C
¿Cuántos moles de H tenemos?
(0,306 g de H2O) x (1 mol de H2O/18,0 g) = 0,017 moles de H2O
Dado que un mol de H2O tiene un mol de oxígeno y dos moles de hidrógeno, en 0,017 moles de H2O, tendremos 2 x 0,017 = 0,034 moles de H.
Como el hidrógeno es casi 1 gramo / mol, entonces tenemos 0,034 gramos de hidrógeno en la muestra.
Si ahora sumamos la cantidad en gramos de C y de H, obtenemos:
0,154 gramos (C) + 0,034 gramos (H) = 0,188 gramos
Pero sabemos que el peso de la muestra era de 0,255 gramos.
La masa que falta debe ser de los átomos de oxígeno que hay en la muestra de alcohol isopropílico:
0,255 gramos - 0,188 gramos = 0,067 gramos (O)
Pero esto, ¿cuántos moles de O representa?
(0,067 g de O) x (1 mol de O/15,999 g) = 0,0042 moles de O
Entonces resumiendo, lo que tenemos es:
0,0128 moles Carbono
0,0340 moles Hidrógeno
0,0042 moles Oxígeno
Con esta información podemos encontrar la fórmula empírica, si dividimos entre la menor cantidad para obtener enteros:
C = 3,05 átomos
H = 8,1 átomos
O = 1 átomo
Si consideramos el error experimental, es probable que la muestra tenga la fórmula empírica:
C3H8O
Algunos conceptos
Composición porcentual.- El tanto por ciento de masa de cada elemento en un compuesto.
Algunos conceptos
Composición porcentual.- El tanto por ciento de masa de cada elemento en un compuesto.
Constante de Avogadro.- Es el número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc) contenido en un mol de dichas entidades; N = 6,022 x 1023 mol-1.
Defecto de masa.- Es la diferencia entre la masa de un átomo y la suma de las masas de sus partículas constituyentes (protones, neutrones y electrones).
Elemento.- Es una sustancia compuesta por átomos de una sola clase; todos los átomos poseen el mismo número atómico Z.
Estequiometría.- Es el término utilizado para referirse a todos los aspectos cuantitativos de la composición y de las reacciones químicas.
Estequiometría de composición.- Describe las relaciones cuantitativas (en masa) entre los elementos de los compuestos.
Fórmula.- Combinación de símbolos que indica la composición química de una sustancia.
Fórmula empírica (fórmula más simple).- Es la fórmula más sencilla que expresa el número relativo de átomos de cada clase que contiene; los números que figuran en la fórmula empírica deben ser enteros.
Fórmula molecular.- Indica el número de átomos de cada clase que están contenidos en una molécula de una sustancia. Se trata siempre de algún múltiplo entero de la fórmula empírica.
Hidrato.- Compuesto sólido que contiene un porcentaje definido de agua enlazada a él.
Ión.- Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica.
Isótopos.- Son átomos que poseen el mismo número atómico Z pero cuyas masas son diferentes.
Ley de las proporciones definidas (Ley de la composición constante).- Enunciado que establece que las muestras diferentes de compuestos puros siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción de masas.
Masa atómica.- De un átomo es la masa del átomo expresada en unidades de masa atómica.
Masa fórmula.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula empírica de una sustancia.
Masa molar.- Es la masa de un mol de una sustancia.
Masa molecular.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula molecular de una sustancia.
Mol.- Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (por ejemplo, átomos, moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12; 1 mol = 6,022 x 1023 entidades.
Número atómico, Z.- De un elemento es el número de protones que contiene el núcleo de un átomo del elemento; este número es igual al de electrones que rodean al núcleo en el átomo neutro.
Número másico (número de nucleones).- Es la suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo.
Peso atómico.- El peso promedio de las masas de los isótopos constituyentes de un elemento; masas relativas de los átomos de diferentes elementos.
Peso fórmula.- La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de masa atómica.
Peso molecular.- Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades de masa atómica.
Unidad de masa atómica (uma).- Duodécima parte de la masa de un átomo del isótopo de carbono-12; unidad que se emplea para establecer pesos moleculares y atómicos, a la cual se le llama dalton.
Unidad fórmula o fórmula unitaria.- La menor unidad repetitiva de una sustancia, molécula para las sustancias no iónicas.
Reactivo limitante y reactivo en exceso
Una reacción química se produce en condiciones estequiométricas cuando las cantidades de reactivos (en moles) están en las proporciones idénticas a las de la ecuación química ajustada.
Es frecuente que se use un exceso de alguno de los reactivos para conseguir que reaccione la mayor cantidad del reactivo menos abundante.
El reactivo que se consume en su totalidad es el que va a limitar la cantidad de producto que se obtendrá y se denomina reactivo limitante. Los otros reactivos se llamanexcedentes o en exceso y no se consumen totalmente.
¿Cómo puedes saber cuál es el reactivo limitante? Por ejemplo, en la reacción del aluminio con el oxígeno para formar óxido de aluminio, mezclas para que reaccionen dos moles de aluminio con dos moles de dioxígeno.
La ecuación ajustada es : 4 Al + 3 O2 → 2Al2O3
y haciendo uso de la proporción estequiométrica entre el aluminio y el dioxígeno:
Por tanto, únicamente reaccionan 1,5 moles de O2 y quedan sin reaccionar 0,5 moles de dioxígeno. El reactivo limitante es el aluminio, que se consume totalmente.
Reacciones Químicas
Las reacciones químicas son procesos en los que una o más sustancias se transforman en otra u otras con propiedades diferentes. Para que pueda existir una reacción química debe haber sustancias que reaccionan y sustancias que se forman. Se denominará reaccionante o reactivo a la sustancia química que reacciona. A las sustancias que se generan debido a una reacción química se les denomina sustancia resultante oproducto químico. Los cambios químicos alteran la estructura interna de las sustancias reaccionantes.
Generalmente, se puede decir que ha ocurrido una reacción si se observa que al interactuar los "supuestos" reaccionantes se da la formación de un precipitado, algún cambio de temperatura, formación de algún gas, cambio de olor o cambio de color durante la reacción.
A fin de expresar matemática una reacción química se hace necesario utilizar una expresión en la cual se señalan los reactivos y los productos. Esta expresión recibe el nombre de ecuación química.
Existen cuatro tipos de reacciones:
a) Combinaciónb) Descomposiciónc) Desplazamientod) Doble combinación
Las reacciones también pueden ser clasificadas en a) Reacción química homogénea y b) Reacción química heterogénea. El estudio de la rapidez con la que se efectúa una reacción química, consumiendo reaccionantes químicos y liberando productos químicos, se denomina cinética química. Se puede expresar la rapidez de reacción como la relación que se presenta entra la masa de reaccionante consumida y tiempo que dura la reacción. También se puede tomar la rapidez de reacción como la relación existente entre la masa formada de producto y el tiempo de reacción.
Existen varios factores que puede acelerar la rapidez de la reacción química. Por ejemplo, si la concentración de los reaccionantes aumenta, esto traerá como consecuencia que se incremente la rapidez de la reacción química. De forma parecida si la superficie de contacto entre los reaccionantes aumenta, también se verá un efecto de aumento de la velocidad de reacción química. Otro factor que incrementa la rapidez de la reacción química es el cambio de la temperatura. Los catalizadores positivos y los catalizadores negativos también incidirán en el aumento o la disminución de la rapidez de la reacción química.
Reacciones de óxido - reducción
Las reacciones de óxido - reducción o REDOX son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se transforma desde un estado inicial a otro final.
La gran mayoría de las reacciones redox ocurren con liberación de energía. Por ejemplo: la combustión de compuestos orgánicos que proporciona energía calórica, las reacciones que se realizan en una pila o batería, donde la energía química es transformada en energía eléctrica, y las reacciones más importantes, desde el punto de vista de nuestro curso, que ocurren a nivel del metabolismo de un ser viviente. Como losalimentos son substancias reducidas, el organismo las oxidada controladamente, liberando energía en forma gradual y de acuerdo a sus requerimientos. Esta energía es transformada en energía química en forma de ATP, la cual es utilizada para todos los procesos endergónicos que ocurren en los organismos.
Un átomo neutro cualquiera tiene un número definido de electrones, el cual corresponde al número de protones que posee su núcleo; es decir, tiene tantos electrones como el valor de su número atómico.
Por ejemplo:
H Z = 1; es decir 1 protón y 1 electrón
Na Z = 11; es decir 11 protones y 11 electrones
I Z = 53; es decir 53 protones y 53 electrones
Generalmente, cuando un elemento determinado se combina a través de una reacción química, el número de electrones que está asociado a él, puede ser mayor o menor que su número atómico característico. De aquí nace el concepto de estado de oxidación o número de oxidación. Lo que simplemente significa, el número de electrones en exceso o de déficit que se le asigna a un elemento con respecto a su número atómico, cuando forma parte de un compuesto o está en forma de ión, siguiendo ciertas reglas:
1. Si el número de electrones asignado a un elemento es mayor que su número atómico, se le confiere una carga formal negativa. Por el contrario, si el número de electrones asignado es menor que su número atómico, se le otorga una carga formal positiva.
Basado en el ejemplo anterior:
H+ Z = 1; 1 protón y 0 electrón N° Oxid. = +1
Na+ Z = 11; 11 protones y 10 electrones N° Oxid. = +1
I Z = 53; 53 protones y 54 electrones N° Oxid. = -1
2. En los elementos libres o compuestos formados por un mismo tipo de átomos, el número de oxidación de todos ellos es cero. Por ejemplo: Na, H2, S8, P4. Todos ellos tienen N° de oxidación = 0.
3. En los iones simples (constituidos por un sólo tipo de átomos), el N° de oxidación es igual a la carga del ión. Por ejemplo: Al+++, su N° de oxidación es +3; Fe++, su N° de oxidación es +2; Fe+++, su N° de oxidación es +3.
4. El N° de oxidación del oxígeno es generalmente -2, cuando forma parte de un compuesto; excepto en los siguientes casos:
• Cuando forma parte de compuestos llamados peróxidos, donde hay enlace O-O. En este caso el N° de oxidación asignado para el oxígeno es -1.
• Cuando el oxígeno se combina con flúor (elemento más electronegativo que el oxígeno), el N° de oxidación asignado para el oxígeno es +2.
5. El N° de oxidación asignado para el hidrógeno es +1 en la mayoría de los compuestos. La única excepción es en los hidruros, donde el hidrógeno se une a elementos menos electronegativos que él. Por ejemplo: hidruro de sodio (NaH), en estos casos el N° de oxidación asignado para el hidrógeno es -1.
6. Los N° de oxidación de los diferentes elementos que conforman una molécula deben coincidir con la carga total de esa molécula. Es decir, la suma de los N° de oxidación de los diferentes átomos que la constituye debe ser igual a la carga total de la molécula. De aquí podemos deducir lo siguiente:
• En las moléculas neutras, la suma de los N° de oxidación de los átomos que la forman debe ser igual a cero. Por ejemplo, H2O, el N° de oxidación del H es +1, como hay dos H, contribuye a la molécula con carga +2. El N° de oxidación del O es -2 y la molécula contiene sólo un O; por lo tanto la suma de +2 + (-2) = 0, que corresponde a la carga de una molécula neutra.
• En los iones que están formados por más de un tipo de elemento, la suma de los N° de oxidación de todos los elementos debe ser igual a la carga que posee el ión. Por ejemplo, el ión dicromato, cuya fórmula es Cr 2 O 7-2. Los 7 oxígenos contribuyen con una carga aparente de -14, luego el Cr debe aportar con una carga aparente de +12, como los átomos de Cr son 2, cada uno tendrá un N° de oxidación de +6:
Sea Cr = x
Cr 2 O 7-2: 2142126xxx-=-=+=+ 2
En muchos casos el valor del N° de oxidación corresponde a la valencia de un elemento, pero son conceptos diferentes. Valencia de un elemento es el número de enlaces simples que puede formar un átomo; o bien, el número de átomos de hidrógeno con que puede combinarse; es un número absoluto, no hay un signo asociado a él. En cambio, el número de oxidación representa la carga aparente que tiene un átomo en un compuesto dado y corresponde a un mayor o menor número de electrones asociado a él, según las reglas menciónadas anteriormente. Este número puede ser positivo o negativo, dependiendo de la electronegatividad del átomo en particular. Por ejemplo, H2O, la valencia del oxígeno es 2 y su N° de oxidación es -2; En el óxido de flúor, F2O, la valencia del oxígeno es 2 y su N° de oxidación es +2, porque el flúor es más electronegativo que el oxígeno, entonces se le asigna 1 electrón más a cada flúor con respecto a su N° atómico y el oxígeno queda deficiente de esos 2 electrones. El átomo de sodio (Na, cuyo valor de Z = 11) es neutro y tiene un electrón (1 e-) en su último orbital (estado inicial). Cuando reacciona con agua (H2O) para formar hidróxido de sodio (NaOH) e hidrógeno molecular (H2), pierde este electrón y se transforma en ión sodio (Na+), que corresponde al estado final según la siguiente ecuación: Na(0)+OH 2 Na++OH+H22222
La pérdida de 1 e- se llama oxidación. Una semirreacción de oxidación está siempre acompañada por una disminución en el N° de electrones del elemento que está siendo oxidado. La disminución del N° de electrones asociado con ese átomo, trae como consecuencia un aumento del N° de oxidación (es más positivo).
Los electrones cedidos por los dos átomos de Na se combinan con dos moléculas de H2O para formar una molécula de H2 gas y dos iones OH-. La ganancia de electrones por los hidrógenos del agua se llama reducción. Una semirreacción de reducción está siempre acompañada por un aumento del N° de electrones asociado con el elemento que está siendo reducido. Hay disminución del N° de oxidación.
Los electrones en una reacción de este tipo, son captados por las especies químicas que se reducen a la misma velocidad con que son cedidos por las especies que se oxidan: es decir, cuando ocurre una oxidación, hay siempre una reducción. Estos son sistemas acoplados, en que ambos procesos se realizan simultáneamente.
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