Fundamento de de química Temas: I. II. III. IV. V.
Estructura atómica Tabla periódica moderna Fundamentos de enlace químico y estructura molecular Nomenclatura química Estequiometria
I. Estructura atómica Definición: química es una ciencia natural que estudia la estructura de la materia y sus propiedades, las transformaciones que experimenta y la energía asociada a esos procesos. I.I Clasificación de la materia MATERIA SUSTANCIAS PURAS ELEMENTO
COMPUESTOS
MEZCLAS HETEROGENEAS
HOMOGENEAS Y SOLUCIONES
Sustancias puras.Elementos: Son las sustancias puras más simples y están constituidas por átomos los átomos son las partículas más pequeñas de os elementos que conservan todas las propiedades físicas y químicas. Ej. Fe, H, C, O, P, K.. etc. Compuestos: Son sustancias puras constituidas por elementos en una proporción en peso definida y constante. La unidades de los compuestos son las moléculas partículas más pequeñas que conservan todas sus propiedades físicas. Mesclas.Heterogéneas: Son aquellas en las cuales se puede distinguir a simple vista formando más de una fase. Ej. Arena-Agua fases diferentes que se distinguen disti nguen a simple vista Homogéneas o soluciones: Son aquellas en las cuales sus componentes no se pueden distinguir y forman una sola fase. Ej. Aire (g,g) ; O2 ; N2 ; CO2 Bebidas alcohólicas (L-L) Agua y alcohol etílico
Aleaciones: Bronce (Cu-Sn); Latón (Fe-Zn) I.II Primeros modelos atómicos Alrededor de 1900 ya se conocía de la existencia de las partículas atómicas cargadas, sin embargo ya de conocía como estaban organizadas dentro del átomo En 1904 Thompson proponer que el átomo es una esfera de electricidad positiva en la que se incrusta los electrones en forma simétrica y en número tal que neutralicen la carga positiva de la esfera En este modelo tanto la masa como la carga eléctrica estaban uniformemente distribuidas.
En 1911 Rutherford con la colaboración de Geiger y Mars realizan experimentos que arrojan resultados inesperados. Estos experimentos consistieron en bombardear delgadísimas láminas de oro (10-4nm) con partículas alfa
Tal como se esperaban las partículas alfa atravesaban la lámina de Au prácticamente sin desviarse. Sin embargo una de cada 2000 partículas alfa experimentaban deviaciones grandes (incluso al parecer algunas rebotaban). Para explicar estos resultados experimentales rutherford sugirió que el átomo está constituido en su mayor parte por espacios vacios y por una zona muy pequeña, muy densa que concentraba toda la carga positiva y prácticamente toda la masa a la que denominamos núcleo atómico. En este modelo los electrones estarían moviéndose alrededor del núcleo a distancias relativamente grandes.
En 1917 se descubren los isotopos. Los isotopos son átomos del mismo elemento pero con diferente masa. Para justificar la diferente masa de los isotopos se sugirió la existencia de una
partícula nuclear hipotética de masa parecida a la del protón pero sin carga eléctrica ala que se denomina neutrón. El neutrón fue descubierto en 1932 por CHADWICK, con el descubrimiento del neutrón se pudo descubrir completamente al átomo nuclear. PARTICULAS FUNDAMENTALES Partícula Masa(g) Caga eléctrica(e) Electrón 9,1095X10^-28 -1 Protón 1,6725X10^-24 +1 Neutrón 1,6725X10^-24 (e)=Carga eléctrica elemental=1,6x10^-19C=4,8x10^-10UES C=coulomb ; UES=Unidad de masa atómica Para identificar un átomo se utiliza el número atómico (Z) y el número de masa (A) EJ: 17Cl35 ; donde 17 representa el numero de protones en el núcleo (Z) y 35 representa la suma de protones y neutrones en el núcleo. Isotopos Z A #N0 235 92 235 143 92U 237 92 237 145-es más pesado 92U 0 #N =Numero de neutrones #N0=A-Z Ejercicio: Completa la siguiente tabla Especie K Mn Pb Xe Se Se-2 Pb+2
Z A 19 41 25 80 82 208 54 186 34 80 34 80 82 208
#N0 22 55 126 132 46 46 126
# 19 25 82 54 34 36 80
Iones partículas con carga eléctrica Aniones (-)=carga eléctrica negativa Cationes (+)=carga eléctrica positiva Se-2= gana 2 Pb+2= pierde 2
Especie Z A #N0 # As 33 74 41 33 -3 P 15 46 31 18 Cu 29 63 34 29 +4 Pa 46 106 60 42 Peso atómico de un elemento, PAe Es el promedio ponderado de los pesos atómicos de sus diferentes isotopos PAe=P1x1+P2X2+P3X3+.PnXn Pn=Peso atómico del isotopo n. Xn=Fracción de abundancia natural del isotopo n. Ejercicio: A partir de la siguiente información determinar el peso atómico del oxigeno que se reporta en la tabla periódica.
Isotopo PA(UMA) % Abundancia Fracción de la abundancia UMA=Unidad de masa natural natural, Xn atómica. 16 15,9949 99,759 O,99759 8O 17 UMA=1,67X10^-24(g) 16,9991 0,037 0,0037 8O 18 17,9991 0,204 0,00204 8O g=Gramos 100 1 PAo= P1X1+P2X2+P3X3 PAo=15,9949UMA (0,99759)+16,9991UMA (0,0037)+17,9991UMA (0,00204) PAo=15,9994UMA Copiar el ejercicio #6 de la página 11 del cuaderno de trabajo de química.
Isotopo PA(UMA) % Abundancia natural 16 15,9949 23,985 8O 17 16,9991 24,986 8O
Fracción de la abundancia X1+ X2+ X3+..Xn=1 natural, Xn X1+ X2=1 ; X2=1-X1 ? ?
24,331 UMA =23,985 UMA X1 +24,986 UMA X2 24,331=23,985 X 1+24,986(1- X1) X1=0,654x100=65,4% X2=0,346x100=34,6% Átomo gramo de un elemento, Atg El átomo gramo de un elemento es igual a un numero de avogadro de átomos del elemento (6,022x1023) y su masa en gramos es numéricamente igual al peso atómico del elemento. Elemento Fe Ca Na
Pat(UMA) 56 40 23
mAtg(g) 56 40 23
#Atg 6,022x1023Átomos Fe 6,022x1023Átomos Ca 6,022x1023Átomos Na
Peso atómico y molecular se expresan en (UMA)
Peso molecular, PM Moléculas que existen en los compuestos, gases elementales y los halógenos Compuestos Gases nobles Halógenos H 2O O2 F2 Gas H2SO4 N2 Cl2 Gas F2 (NO4)3 H2 Br2 Liquido C6H12O6 I2
El peso molecular de un compuesto de los gases elementales y de los halógenos es igual a la suma de los pesos atómicos de los lados y cada uno de los átomos que constituyen la molécula. PM H2O=2(1 UMA)+1(16 UMA)=18 UMA PM H2SO4=2(1 UMA)+1(32 UMA)+4(16 UMA)=98 UMA PM F2 (NO4)3=194 UMA PM C6H12O6 =254 UMA MOL, mol El mol de un compuesto de los gases elementales y de los halógenos es igual a un numero de avogadro de las moléculas de la sustancia (6,022x1023) y su masa en gramos es numéricamente igual al peso molecular de la sustancia. Sustancia H 2O H2SO4 Fe(NO2)3 N2 I2
PM(UMA) 18 98 194 28 154
Masa(mol g) 18 98 194 28 154
# moléculas/mol 6,0022X10 23 6,0022X1023 6,0022X1023 6,0022X1023 6,0022X1023
Volumen molar de un gas, Vl Es el volumen que ocupa una mol de gas en condiciones normales (1 atm y 00 centígrados) es una constante física al igual a (22,4 lt) Gas M mol(g) Volumen (lt) en CN CN: Condiciones normales N2 28 22,4 Gases nobles: He ,Ne ,Ar ,Kr ,Xe ,Rn CH4 16 22,4 Ar 40 22,4 Ejercicios: 1.-Calcular cuántos átomos existen en 1gr de oro. Datos: # átomos de Au=? # Átomos Au=1g Au X 1 at-g Au X 6,022x1023 = 3,056x1023 197 g Au 1 at-g Au M Au=1g PA Au=197 uma 2.-En cuál de las siguientes sustancias existe mayor masa: En 3,25 at-g Fe; 6,3x1023 átomos Cu; 43 g Pb a) M Fe=3,25 at-g Fe X 56g Fe = 182 g 1 at-g Fe b) M Cu=6,3x1023 átomos Cu X 1at-g Cu X 63,5 Cu = 66,43g Cu 6,022x10 23 1 at-g Cu c) M Pb=43 g Por lo tanto hay mayo masa en 3,25 at-g Fe
3.-Determinar en cuál de las siguientes cantidades de sustancias existe mayor número de moléculas: en 1,75 mol O2, 1,5 lt NH3 g en CN, 15,3 g H2SO4 a) # moléculas O2 = 1,75 mol O2 X 6,022x1023 moléculas O2 = 1,05385X10 24 moléculas O2 1 mol O2 b) # moléculas NH3 = 1,5 lt NH3 X 1 mol NH3 X 6,022X1023 moléculas NH3 = 4,033X1022 moléculas 22,4 lt NH3 1 mol NH3
c) # moléculas H2SO4 = 15,3 g H2SO4 X 1 mol H2SO4 X 6,022X1023 moléculas H2SO4 98 g H2SO4 1 mol H2SO4 22 = 9,4016X10 moléculas H2SO4 Por lo tanto existe mayor número de moléculas en 1,75 moles O2 4.- Calcular que masa de carbono existe en: 3,16 moles CaC2O3 (oxalato de calcio); 52,3 g Na2CO3 (Carbonato de sodio); 7,23x1023 moléculas C2H6O (etanol) a) M C = 3,16 moles CaC2O3 X 2 at-g C X 12 g C = 75,84 g C 1 mol CaC2O3 1 at-g C b) M C = 52,3 g Na2CO3 X 1 mol Na2CO3 X 1 at-g C X 12 g = 5,92 g C 106 g Na2CO3 1 mol Na2CO3 1 at-g C c) M C = 7,23x1023 moléculas C2H6O X
1 mol C2H6O X 2 at-g C X 12 g C 6,022X1023 moléculas C2H6O 1 mol C2H6O 1 at-g C
= 28,81 g C Por lo tanto hay mayor masa en 3,16 moles CaC 2O3. Fórmulas empíricas y moleculares Composición elemental centesimal
Indica cuántas partes en peso de cada elemento existen por cada 100 por cada 100 partes en peso del compuesto. Ejercicio: cuál es la composición elemental centesimal del nitrato de calcio (Ca (NO3)2) Ca (NO3)2 PM= 164 uma
% Ca = 1 (PA C) X 100 = 1(40 uma) x 100 = 24,39 PM 16 uma % N = 2(PA N) X 100 = 17,07 PM % O = 6(PA O) X 100 = 58,54 PM
¿Cómo determinar la fórmula de un compuesto? 1.- Cantidades estequiométricas de los elementos de una cantidad determinada de compuesto. 2.- Determinar el número de átomo gramo de c/u de los elementos en las cantidades estequiométricas dadas. 3.- Se divide para el número de at-g de menor valor.
4.- Se consigue la relación mínima entre los at-g o átomo de cada elemento a la que se denomina fórmula empírica. Ejemplo: % C = 92.31 f= PM f: factor CH C2H2 % H = 7.69 PE PE: Peso empírico PE = 13 uma PM: Peso molecular C6H6 % C = 92.31 % H = 7.69 27,27 g C + 72,73 g O = 100 g CO 2 Cantidades estequiométricas Anhídrido carbónico % C = 27.27 Composición elemental centesimal % O = 72.93 Se conoce la relación real en átomos. Se llega a la fórmula molecular, usando el factor PM PE Ejercicio: un hidrocarburo tiene la siguiente composición elemental, si el peso molecular del compuesto es 78 uma. Determinar su formula molecular: Hidrocarburo % C = 92.31 # at-g C = 92.31 g C X 1at-g C = 7.69 PM = 78 uma % H = 7.69 12 g C FM =? # at-g H = 7.69 g H = 1 at-g H = 7.69 1gH Relación # at-g = 7.69 = 1 Mínima 7.69 FE: CH f=PM = 78 uma = 6 # at-g = 7,69 = 1 PE: 13 uma PE 13 uma 7.69
FM: C6H6
El análisis de cierta sal indica que su composición es % k = 26.531; % Cr = 35.374; % O = 38.095. Si el peso molecular del compuesto es 294 uma. Determinar la fórmula molecular. PM = 294 uma # at-g K = 26.531 g K X 1 at-g K = 0.68 FM =? 39 g K PA (uma) # at-g Cr = 35.374 g Cr X 1 at-g Cr = 0.68 K =39 52 g Cr Cr = 55 # at-g O = 38.095 g O X 1 at-g O = 2.38 O = 16 16 g O Relación # at-g K = 0.68 = 1 X 2 = 2 FE: K2Cr2O7 Minima 0.68 PE: 294 uma # at-g Cr = 0.68 = 1 X 2 =2 0.68 f = PM = 294 uma = 1 FM: K2Cr2O7 # at-g O = 2.38 = 3.5 X 2 = 7 PE 294 uma 0.68 Nota: Si obtenemos números decimales en la relación mínima multiplicamos por el mayor número (2, 3, 4, 5) para obtener números enteros. Cuando se combustiona una muestra de ácido acético que pesa 1.54 g se forma 2.257 g de anhídrido carbónico CO2 Y 0.9241 g H2O. Los elementos presentes en el ácido acético son C, H , O. S i el PM del compuesto es 60 uma. Determinar su fórmula molecular.
