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¿CÓMO
SE AGRUPAN LOS ÁTOMOS? |
Los átomos forman todas las sustancias gaseosas, líquidas y sólidas que
conocemos. Pero ¿cómo están los átomos agrupados en estas sustancias?
Los átomos casi nunca aparecen aislados, con la excepción de los gases
nobles. Siempre aparecen en agrupaciones de un número limitado de átomos que
llamamos moléculas, y en agrupaciones de un número inmenso de átomos
que llamamos redes cristalinas. Podemos pensar entonces que los átomos
prefieren estar unidos que separados, pero ¿por qué?
Si los átomos prefieren estar unidos es para conseguir más estabilidad.
¿Cómo consiguen estabilidad los átomos? Podemos fijarnos en los átomos que tienen
menos necesidad de estar unidos, los gases nobles, la característica que los
identifica es que tienen las capas electrónicas completas. Aunque no entendamos
muy bien por qué esto supone más estabilidad, piensa en el siguiente modelo,
un balón de fútbol está formado de parches cosidos, cuando el balón es nuevo
con todos sus parches en buen estado es fácil de manejar y es muy predecible en
sus movimientos, pero qué pasa con un balón viejo que tiene algún parche
roto, pues que ya no bota bien, tiene un comportamiento inestable. No le pasa lo
mismo a los átomos pero nos puede visualizar que tener todos los parches,
perdón electrones, a un átomo en su capa más externa le proporciona más
estabilidad.
A diferencia de los gases nobles, que tienen su capa electrónica más
externa completa, los demás átomos le sobran o le faltan electrones para
completar esta capa. Como puede conseguir un átomo tener configuración de gas
noble, que le daría mayor estabilidad, pues ganando, perdiendo o compartiendo
electrones.
Los gases nobles tienen una configuración electrónica que acaba en ns2
np6 estos 8 electrones son los que le dan estabilidad a los gases
nobles. Los metales alcalinos tienen una configuración electrónica que acaba
en ns1, por tanto tienen tendencia a perder este electrón para
conseguir la configuración del gas noble anterior. Los metales todos se
caracterizarán por perder electrones para dar iones positivos. Los halógenos
tienen una configuración que acaba en ns2 np5, por tanto
tienen tendencia a ganar un electrón para conseguir configuración de gas
noble. Los no metales se comportarán en general de esta manera. Esta tendencia
que tienen los átomos a completar la ultima capa se denomina Regla del
octeto.
Otra forma de conseguir completar el octeto será compartiendo electrones,
como le pasa al carbono, tiene cuatro electrones de valencia, son muchos para
perderlos y son muchos los que tendría que ganar, no habrá iones con carga tan
alta, en general, por tanto completará el octeto compartiendo electrones como
ya veremos.
Este número de electrones que se pierden, se ganan o se comparten cuando se
unen los átomos se llama Número de oxidación, y nos será muy útil a
la hora de formular los compuestos.
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ENLACE
QUÍMICO |
Ya vimos que los átomos se enlazan para conseguir más estabilidad. Llamamos
enlace químico a la interacción que se da entre los átomos cuando se unen
para dar moléculas o redes cristalinas.
Dependiendo de los átomos que se enlacen tenemos los distintos tipos de
enlace. Enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. También hay otras
interacciones más débiles que estudiarás en cursos posteriores.
Enlace iónico: se da entre átomos o grupos atómicos que tienen
carga eléctrica y llamamos iones. En compuestos binarios, de dos elementos, se
da entre un metal y un no metal. El metal pierde electrones para dar un ion
positivo, o catión, y el no metal gana electrones para dar un ion negativo o
anión. Los cationes o aniones también pueden ser grupos de átomos como ya
veremos. Los compuestos iónicos forman redes cristalinas y son sólidos.
Enlace covalente: se da entre átomos no metálicos. Se caracteriza
porque los átomos comparten electrones. Cuando dos átomos se unen mediante un
enlace covalente cada átomo comparte un electrón con el otro átomo para dar
un par de enlace, en el caso más general. Los compuestos covalentes forman
moléculas y pueden ser gases, líquidos y sólidos.
Enlace metálico: se da entre átomos metálicos. Los átomos
metálicos se unen en estructuras cristalinas muy compactas en las que los
electrones de valencia se pueden mover con mucha facilidad entre los átomos
favoreciendo las propiedades características de los metales como la
conductividad eléctrica y térmica. Son todos sólidos con la excepción del
mercurio que es líquido a temperatura ambiente.
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ENLACE
IÓNICO |
El enlace iónico se forma cuando iones de distintos signo se unen por
fuerzas electrostáticas para dar redes cristalinas.
Los iones pueden ser monoatómicos o poliatómicos. Los iones monoatómicos
pierden o ganan electrones para obtener configuración electrónica de gas
noble. Los iones positivos se llaman cationes y los iones negativos se llaman
aniones. En la red cristalina cada ión de un signo se rodea de iones de signo
contrario para dar una estructura que maximiza las fuerzas atractivas frente a
las repulsivas.
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
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ENLACE
COVALENTE |
Los no metales para estabilizarse necesitan ganar electrones para conseguir
configuración de gas noble. Eso es fácil en los compuestos iónicos, porque
hay metales que pueden perder electrones, pero qué pasa cuando los no metales
interaccionan entre ellos, pues que no pueden ganar electrones porque nadie los
quiere perder, así que los comparten para ganar electrones sin que nadie los
tenga que perder, inteligente ¿no?
Imagínate dos átomos de flúor que se aproximan, llega un momento en que
sus nubes electrónicas solapan dando una zona de intersección en la que están
los electrones que se comparten por ambos átomos. El par de electrones que se
comparten es lo que llamamos par de enlace covalente.
Los pares de electrones de la zona de intersección son los pares de enlace,
y los demás pares de electrones son los pares no enlazantes.
Estas estructuras que nos permiten entender como se comparten los electrones
en los enlaces se llaman "estructuras de Lewis". Para
dibujarlas pintamos los electrones de valencia alrededor de cada átomo. Podemos
darle formas diferentes a los electrones de diferentes átomos. Con círculos
rodeamos los electrones de un átomo y los que debe compartir para conseguir
configuración de gas noble. Los pares de la zona de intersección son los pares
de enlace y los demás pares son no enlazantes. También podemos sustituir los
pares de electrones con barras para visualizar los enlaces y pares no enlazantes.
Veamos como se dibujan las estructuras de Lewis de varias moléculas sencillas:
Molécula de Cl2
Molécula de N2
Molécula de H2O
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
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ENLACE
METÁLICO |
Los metales se caracterizan por tener estructuras muy compactas y altas
densidades, sus átomos deben estar muy juntos. Entre sus propiedades
características están la alta conductividad eléctrica y térmica. Dado que
los electrones de valencia de los metales se pueden perder con facilidad podemos
suponer un modelo en el que los átomos se distribuyen en estructuras
cristalinas compactas y los electrones de valencia se desplazan entre ellos con
facilidad, es lo que se denomina el modelo de la nube electrónica.
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PROPIEDADES
DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS, COVALENTES Y METÁLICAS |
En este cuadro resumimos algunas de las propiedades más importantes de estas
sustancias:
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SUSTANCIAS IÓNICAS |
SUSTANCIAS
COVALENTES |
SUSTANCIAS METÁLICAS |
ESTRUCTURA |
Red cristalina formada por iones |
Moléculas |
Red cristalina formada por átomos no
metálicos |
Red cristalina formada por átomos
metálicos |
ESTADO DE AGREGACIÓN |
Sólido |
Gas, líquido o sólido |
Sólido |
Sólido, excepto el Hg |
PUNTO DE FUSIÓN |
Altos |
Bajos en general |
Muy altos |
Altos en general |
CONDUCTIVIDAD |
Conductoras en disolución y fundidas |
No conductoras |
No conductoras, con excepciones como el
grafito |
Muy buenas conductoras de la
electricidad |
SOLUBILIDAD |
Solubles en agua y disolventes polares |
En general insolubles en agua y solubles
en disolventes apolares |
Insolubles en general |
Solubles en ácidos y entre ellos en
estado fundido para formar aleaciones |
OTRAS PROPIEDADES |
Frágiles, higroscópicos |
Presentan interacciones entre ellas |
Gran dureza |
Dúctiles y maleables |
EJEMPLOS |
Sal común (NaCl)
Caliza (CaCO3) |
Agua (H2O)
Sacarosa (C12H22O11) |
Diamante (C)
Cuarzo (SiO2) |
Oro (Au)
Bronce (Cu/Sn) |
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
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FÓRMULAS
QUÍMICAS |
Todas las sustancias puras las podemos representar por sus fórmulas
químicas, que nos indican los átomos que las forman así como el número o proporción de estos átomos en dicha sustancia.
Por ejemplo: H2O, NaCl, C4H10, CO2,
etc
Tenemos dos tipos de fórmulas:
A) Las fórmulas moleculares que representan a las sustancias
covalentes que forman moléculas. Nos indican los elementos que forman la
molécula y el número de átomos de cada elemento en la misma. Por ejemplo, H2O,
la fórmula del agua, non indica que cada molécula esta formada de dos átomos
de hidrógeno y uno de oxígeno.
B) Las fórmulas empíricas que representan a las sustancias
cristalinas, ya sean iónicas, covalentes o metálicas. Como son estructuras de
un número inmenso de átomos representamos sólo los elementos que las forman y
la proporción entre los mismos. Por ejemplo, NaCl, la sal común, nos indica
que en su red cristalina hay tantos átomos de sodio como de cloro.
Para identificar a las sustancias químicas usaremos sus fórmulas químicas.
Para ello debemos saberlas nombrar y formular. Usaremos para ello la web www.alonsoformula.com
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MASA
MOLECULAR |
Ya sabemos cuál es la masa atómica de un elemento, es la masa media
ponderal de todos los isótopos de ese elemento en unidades de masa atómica.
Las podemos encontrar en la Tabla periódica. Para calcular la masa molecular
bastará sumar las masas atómicas de los elementos. Cuando se trate de
fórmulas empíricas de elementos cristalinos, como las sales, también
hablaremos de masa molecular, aunque sería más correcto llamarla masa
fórmula.
Para representar la masa atómica o la masa molecular usaremos la letra M y
entre paréntesis indicaremos la sustancia a la que se refiere, recuerda que es
muy importante indicar la unidad, u = unidad de masa atómica.
Ejemplo 1: Indica la masa atómica del sodio (Na), del cloro (Cl), del
oxígeno (O) y del hidrógeno (H).
Las buscamos en la tabla periódica.
M(Na) = 22,99u M(Cl) =
35,45u M(O) = 16,00u
M(H) = 1,008u
Ejemplo 2: Indica la masa molecular del agua (H2O), del
cloruro de sodio (NaCl), del dióxido de carbono (CO2) y del carbonato
de calcio (CaCO3).
M(H2O) = 2·1,008u + 16,00u = 18,016u = 18u
Podremos redondear estos valores para facilitar el cálculo.
M(NaCl) = 23u + 35,5u = 58,5u
M(CO2) = 12u + 2·16u = 44u
M(CaCO3) = 40u + 12u + 3·16u = 100u
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
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EL
MOL |
Hasta aquí estamos hablando de los átomos y moléculas como si los pudiéramos
ver y tocar, pero esto no es posible, son muy pequeños. Lo que si podemos ver y
tocar son cantidades grandes de átomos y moléculas que medimos en gramos, por
ejemplo. Cuando realizamos una reacción decimos reaccionan tantos gramos de
esta sustancia con tantos de esta otra, o reacciona una molécula de esta
sustancia con dos moléculas de esta otra. ¿Cómo relacionar la visión
macroscópica (lo que vemos y medimos en gramos) con la visión microscópica
(los átomos y moléculas reales) de una reacción química?
Nos enfrentamos a un problema fundamental para los químicos. Si tenemos una masa de una sustancia ¿cuántas partículas tiene? O si tenemos un determinado número de moléculas ¿qué masa tiene? Relacionar masa con número de partículas es esencial para realizar cálculos al químico. Pero ¿cómo hacerlo?
Hay dos alternativas. Una es fijar un número de partículas para cada sustancia y medir su masa, por ejemplo un cuatrillón de partículas,
1024, y medir la masa de 1024 partículas de cualquier sustancia, obtendríamos una tabla de innumerables valores tantos como sustancias conozcamos.
Otra alternativa es partir de una masa fija de sustancia, por ejemplo 1g y determinar cuántas partículas contiene. También nos genera una tabla de valores inmensa.
Pero en este caso tenemos una mejor solución. Ya conocemos un valor de masa para cada partículas como es su masa atómica o su masa molecular, Por ejemplo:
M(H) = 1u
M(O) = 16u
M(Fe) = 55,8u
M(H2O) = 18u
M(C6H12O6) = 180u
M(PCl5) = 208,25u
Un átomo de oxígeno tiene una masa 16 veces mayor que la del hidrógeno, o una molécula de agua tiene una masa 18 veces mayor que la del hidrógeno. Si usamos estas masas, que ya conocemos, en gramos:
M(H) = 1g
M(O) = 16g
M(Fe) = 55,8g
M(H2O) = 18g
M(C6H12O6) = 180g
M(PCl5) = 208,25g
Todas deben contener el mismo número de partículas. Pero ¿cuántas? Este es uno de los valores determinado de más formas diferentes por los químicos y su valor es
6,02·1023 Se conoce como número de Avogadro.
MASA |
Nº DE PARTÍCULAS |
1g de H |
6,02·1023 átomos de H |
16g de O |
6,02·1023 átomos de O |
55,8g de Fe |
6,02·1023 átomos de Fe |
18g de H2O |
6,02·1023 moléculas de H2O |
180g de C6H12O6 |
6,02·1023 moléculas de C6H12O6 |
208,25g de PCl5 |
6,02·1023 moléculas de PCl5 |
Es un valor inmenso, pero es real.
Te propongo un ejercicio, supón que tienes una cucharada de agua, que pueden ser unos 18g de agua, es decir un mol. Si pudieras ir quitando moléculas de millón en millón cada segundo ¿cuánto tardarías en vaciar la cuchara?
Si te parece mucho cuánto se tardaría de vaciarla de billón en billón cada
segundo.
El número de Avogadro (NA) se define como el número de átomos de carbono que hay en 12g de
12C. Y tiene un valor de 6,02·1023 partículas, ya sean átomos moléculas o cualquier otra. Es decir,
NA · M(12C) = 12g
NA · 12u = 12g
1u = 1/NA g
Por tanto el Mol es la magnitud que relaciona la masa con el número de partículas.
Para dar una definición de Mol debemos tener en cuenta tanto la masa como el número de partículas.
Mol de un sistema material es la cantidad de sustancia que contiene un número de Avogadro (NA) de partículas de ese sistema, es decir, 6,02·1023 partículas, y tiene una masa en gramos que coincide con la masa atómica, si sus partículas son átomos, o con la masa molecular si sus partículas son moléculas.
Así un mol de átomos de sodio serán NA átomos de sodio, un mol de moléculas de cloro
NA moléculas de cloro, incluso, un mol de electrones son NA electrones, etc.
Fíjate que así como una docena indica 12 objetos, un mol indica para el químico 6,02·1023 objetos.
Para calcular el número de moles de una sustancia podemos dividir el
número de partículas entre el número de Avogadro. El número de moles lo
representamos por la letra n.
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
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MASA
MOLAR |
La masa molar de una sustancia es la masa de un mol de esa sustancia.
Coincide con la masa atómica o con la masa molecular expresada en gramos. La
representaremos por Mm. Sus unidades son g/mol.
Mm(H) = 1g/mol
Mm(O) = 16g/mol
Mm(Fe) = 55,8g/mol
Mm(H2O) = 18g/mol
Mm(C6H12O6) = 180g/mol
Mm(PCl5) = 208,25g/mol
Para calcular el número de moles de una sustancia también podemos
dividir la masa de esa sustancia entre la masa molar.
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
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VOLUMEN
MOLAR |
En sólidos y líquidos el volumen molar está relacionado con la masa molar
a través de la densidad. d = Mm/Vm
Más interés tiene el volumen molar de los gases, ya que según la ley de
Avogadro volúmenes iguales de diferentes gases, a igualdad de presión y
temperatura, tienen el mismo número de partículas. Puede parecer raro pero
piensa que en los gases las partículas están a grandes distancias unas de
otras, por tanto su tamaño no influye en el volumen del gas.
El volumen molar de cualquier gas a 0ºC de temperatura y una atm de presión
es 22,4L. Esta presión y esta temperatura son lo que se conocen como
condiciones normales de presión y temperatura.
Para calcular el número de moles de un gas también podemos dividir
el volumen de ese gas entre su volumen molar.
Os dejo este vídeo de resumen:
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
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COMPOSICIÓN
CENTESIMAL DE UNA SUSTANCIA |
La fórmula de un compuesto nos permite conocer la cantidad de cada uno de
los elementos que participan en el compuesto. La masa de cada uno de los
elementos en un mol la podemos comparar con la masa molar, si esta relación la
damos en porcentaje tenemos lo que llamaremos la composición centesimal.
La composición centesimal de un compuesto es la cantidad de cada elemento
que hay en 100g de compuesto.
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
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COMPOSICIÓN
DE UNA DISOLUCIÓN |
Las disoluciones son mezclas homogéneas, que pueden ser sólidas,
líquidas ou gaseosas.
Las disoluciones se componen de soluto y disolvente. El soluto es el componente que está en menor proporción y el disolvente el que está en mayor proporción.
Aunque no siempre es así, hay sales que se disuelven tanto en agua que tenemos
más peso de sal que de agua, pero como la disolución tiene el mismo estado físico que el agua,
es decir líquido, ésta será el disolvente.
La composición de una
disolución la podemos dar de forma cualitativa diciendo si es diluida o
concentrada, pero si queremos ser más precisos debemos dar la
concentración.
La concentración de una disolución es la relación entre la cantidad de
soluto y la cantidad de disolución.
Dependiendo de las unidades en que demos la cantidad de soluto y disolución
tenemos las distintas formas de dar la concentración. Muchas se usan en nuestra
vida diaria.
Concentración en porcentaje en masa
Esta es la forma de expresar la concentración que también aparece en las
etiquetas de los productos del supermercado. Los componentes de un producto se
ordenan en la etiqueta en orden decreciente de su concentración en porcentaje
en masa, en algunos casos se cuantifica esta concentración. Veamos esta
etiqueta:
Observa que en este cacao soluble el ingrediente que contiene en
mayor porcentaje es el azúcar. Si buscamos en la información nutricional
observamos que la cantidad de azúcar es de 70g por cada 100g totales, es decir
del 70% en masa.
Hay marcas que aún contienen más azúcar:
Recuerda, los ingredientes te indican los componentes ordenados por el
porcentaje en masa, pero no siempre indican este porcentaje:
Podemos encontrar los porcentajes en la información nutricional:
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
Concentración en porcentaje en volumen
Esta forma de expresar la concentración aparece en las bebidas alcohólicas,
son equivalentes los grados alcohólicos al porcentaje en volumen. Si una
cerveza es de 6º significa que es del 6% en volumen de alcohol. Hoy ya lo
indican con %vol.
Cuidado con las cervezas,
las cervezas SIN pueden tener hasta el 1% de alcohol, engañoso ¿no?
Hay que ser conscientes de que el alcohol es un tóxico
sea en la cantidad que sea. No es bueno para la salud aunque sea en pequeñas
dosis. Pero si observamos los altos contenidos en alcohol de algunas bebidas se
comprende la preocupación que el uso social del alcohol puede tener en la salud
de las personas. Ser conscientes del alcohol que se ingiere puede ser motivo de
reflexión y disuadirnos de una costumbre social nada sana.
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
Concentración en masa entre volumen
Esta forma de concentración también es muy común en las etiquetas. Fíjate
en las etiquetas del agua mineral por ejemplo. Las unidades dependen de en que
unidades expresemos la masa y el volumen.
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
Molaridad
La molaridad no suele aparecer en la vida diaria, es una forma de expresar la
concentración típica del mundo de la química. Sus unidades son mol/L.
SIMULACIÓN: MOLARIDAD, en phet.colorado.edu
EJERCICIOS
PARA PRACTICAR
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