2.1 Elementos, compuestos y mezclas: Un enfoque atómico.

2.2 Observaciones que llevaron a un enfoque atómico de la materia.

2.3 Teoría atómica de Dalton.

2.4 Observaciones que llevaron al modelo atómico nuclear.

2.5 Teoría atómica actual.

2.6 Elementos: Una primera mirada a la tabla periódica.

2.7 Compuestos: Introducción a los enlaces.

2.8 Compuestos: Fórmulas, nombres y masas.

2.9 Mezclas: Clasificación y separación.

Capítulo 2: Los componentes de la materia

2.1 Elementos, compuestos y mezclas:Un enfoque atómico.

Algunas definiciones

Sustancia pura – Es un tipo de materia cuya composición es fija.

Elemento – Un elemento consiste de una sola clase de átomos

Molécula – Es una unidad estructural independiente constituid a por dos o más átomos unidos químicamente entre sí.

Compuesto – Es una substancia constituida por dos o más elemen tos diferentes unidos químicamente entre ellos.

Mezcla – Es un grupo de dos o más elementos o compuestos qu e están físicamente mezclados.

Átomos de un elemento Moléculas de un elemento

Moléculas de un compuesto

Mezcla de dos elementos y un compuesto

Una molécula es un agregado de dos o más átomos en un arreglo definido unidos por enlaces químicos.

H2 H2O NH3 CH4

Molécula diatómica: contiene solamente dos átomos.

H2, N2, O2, Br2, HCl, CO

Molécula poliatómica: contiene más de dos átomos.

O3, H2O, NH3, CH4

Algunas propiedades del sodio, cloro y cloruro de s odio

Punto de fusiónPunto de ebulliciónColorDensidadComportamientoen agua

Popiedad

Separación de una mezcla.

Sal y agua.

Al calentar la mezcla se remueve el agua.

2.2 Observaciones que llevaron a un enfoque atómico de la materia.

Ley de la conservación de la masa: La masa total de la substancias no cambia durante una reacción química.

Ley de las proporciones definidas (o constantes): Sin importar lafuente, un compuesto químico particular está constituido por la mismacantidad de elementos en las mismas proporciones (fracciones) de masa.

Ley de las proporciones múltiples : Si los elementos A y B reaccionan para formar dos compuestos, las diferentes masas de B que se combinan con una masa fija de A, pueden expresarse como una proporción de números enteros pequeños.

Ley de conservación de la masa:

La masa total de la substancias no cambia durante una reacción química

reactivo 1 + reactivo 2 producto

masa total masa total=

CaO + CO2 CaCO3

56.08g + 44.00g 100.08g

La fracción de masa es la parte de la masa del compuesto a laque contribuye el elemento. Se obtiene al dividir la masa de cadaelemento por la masa total del compuesto. El porcentaje en masa*(porcentaje en peso ) es la fracción de masa expresada enporcentaje.

Porcentaje en masa = masa del elemento

masa total del compuestox 100

Ley de las proporciones definidasSin importar la fuente, un compuesto químico partic ular está constituido por la misma cantidad de elementos en las mismas pr oporciones (fracciones) de masa.

El significado de fracción de masa y por ciento (po rcentaje) en masa.

esferas

La masa total de las esferas es 16.0 g. La fracción de masa de la s esferasamarillas es su número masa dividido por la masa total es deci r:(3 x 1.0 g)/16.0 g = 0.19. Por lo tanto, el porcentaje en masa de las esferasamarillas es: 0,19 x 100 = 19% en masa.

Las esferas moradas tienen una fracción de masa de 0,25 y son el 25% de la masa.

Las esferas rojas tienen una fracción de masa de 0 ,56 y son el 56% de la masa.

Total: 19% + 25% + 56%

CO2Calcular el porcentaje en peso del C en el :

C 12.011 g/molO 15.994 g/mol

%C = 1 x 12.011

1 x 12.011 + 2 x 15.994 x 100 = 27.298%

Si los elementos A y B reaccionan para formar dos compuestos, lasdiferentes masas de B que se combinan con una masa fija de A, puedenexpresarse como una proporción de números enteros pequeños.

Ley de las proporciones múltiples

Monóxido de carbonoCO

Dióxido de carbonoCO2

1. Toda la materia está constituida por átomos

2. Los átomos de un elemento no pueden transformarse en átomos de otro elemento.

3. Los átomos de un elemento son idénticos en masa y otras propiedades y son diferentes de los átomos de cualquier otro elemento.

4. Los compuestos resultan de la combinación química de una proporción específica de átomos de diferentes elementos.

2.3 Teoría atómica de Dalton (1808).

Descubrimiento del electrón y sus propiedades

Descubrimiento del núcleo atómico

2.4 Observaciones que llevaron al modelo atómico nuclea r.

Tubo de rayos cátodicos

Pantalla

Descubrimiento del electrón y sus propiedades

J.J. Thomson, medición de la relación carga/ masa del e-

Medición de la carga del e -Experimento de la gota de aceite Millikan

Descubrimiento del núcleo atómico

Modelo atómico de Thomson

La carga positiva está distribuida de manera uniforme en toda la esfera

Modelo atómico de Thomson

(+)Lámina de oro

Emisor

Esquema amplificado de latrayectoria de las partículas ααααal atravesar o ser desviadaspor los núcleos

Pantalla de detección

ranura

Experimento de Rutherford

2.5 Teoría atómica actual.

Radio atómico ~ 1 x 10 -10 m

Radio nuclear ~ 1 x 10 -14 m

El modelo atómico de Rutherford y el neutrón

ProtónNeutrón

J. Chadwick (descubrió el neutrón, 1932)

Propiedades de las tres partículas subatómicas clav es

Carga Masa

Relativa

1+

0

1-

Absoluta(C)

+1.60218x10-19

0

-1.60218x10-19

Relativa(uma) †

1.00727

1.00866

0.00054858

Absoluta(g)

1.67262x10-24

1.67493x10-24

9.10939x10-28

Localización en el átomo

Núcleo

Fuera del núcleo

Núcleo

Nombre

Electrón (e -)

Neutrón (n 0)

Protón (p +)

† definición de uma se ve más adelante.

Definiciones atómicas I:Símbolos, Números, Isótopos

XA

Z

X = Símbolo del elemento

A = Número de masa; A = Z + N

Z = Número atómico (es igual al número de protones en el núcleo).

N = Número de neutrones en el núcleo

Isótopos y masas atómicas de los elementos

Isótopos = átomos de un elemento con el mismo número de protones,pero con diferente número de neutrones en el núcleo.

Todos los átomos de un elemento son idénticos ennúmero atómico pero no en su masa atómica.

Los isótopos de un elemento son átomos que tienendiferente número de neutrones y por lo tanto unamasa atómica diferente.

Ejemplo: Isótopos del carbono ( 6C):12C

13C

14C

Definiciones atómicas II:uma, Dalton, 12C estándar.

Unidad de masa atómica (uma) = 1/12 de la masa del átomo decarbono 12. Con base a este estándar, el 1H tiene una masa de 1.008 uma.

Dalton (D) = Nuevo nombre para la unidad de masa atómica. Un dalton = una unidad de masa atómica = 1 uma.En esta escala, 12C tiene una masa de 12.00 daltons .

Masa isotópica = La masa de un isótopo relativa a la masa del 12C que es el estándar.

Masa atómica = También llamada peso atómico de unelemento, es el promedio de las masas de los isótopos quese encuentran en forma natural de acuerdo con suabundancias (aparece en la tabla periódica).

Determinación de la masa atómica de un elemento(peso atómico)

24Mg (78.7%) 23.98504 uma x 0.787 = 18.876226 uma 25Mg (10.2%) 24.98584 uma x 0.102 = 2.548556 uma26Mg (11.1%) 25.98636 uma x 0.111 = 2.884486 uma

24.309268 uma

Con cifras significativas = 24.3 uma

Problema: Calcular la masa atómica promedio del Mg.El magnesio tiene tres isótopos estables, 24Mg ( 78.7%);25Mg (10.2%); 26Mg (11.1%).

Comparar resultado con de la tabla periódica.

Resumen. La teoría atómica actual

1. Toda la materia está compuesta por átomos.

2. Los átomos de un elemento no pueden convertirse enátomos de otro elemento en una reacción química . Loselementos pueden ser convertidos en otros solamente enreacciones nucleares.

3. Todos los átomos de un elemento tienen el mismo númerode protones y electrones que determinan el comportamientoquímico del elemento. Los isótopos de un elemento difieren en elnúmero de neutrones, y por lo tanto en su número de masa, perouna muestra del elemento se considera como si todos sus átomo stuvieran una masa promedio.

4. Los compuestos se forman por la combinación química dedos o más elementos en proporciones definidas.

Tabla de Mendeleev (1871)

2.6 Elementos: Una primera mirada a la tabla periódica.

PeriodoG

rupo

Metales alcalinos

GasesN

obles

Halógenos

Metales alcalinotérreos

Tabla periódica moderna

Metales

Metaloides

No metales

Elementos del grupo principal

Elementos del grupo principal

Elementos de transición

Elementos de transición interna

Tabla periódica moderna

Per

iodo

Enlaces Químicos – Fuerzas electrostáticas que mantienen unidos los átomos en un compuesto.

Compuestos Iónicos – Los electrones son transferidos desde unátomo a otro para formar un compuesto iónico.

Compuestos Covalentes- Los electrones son compartidos entreátomos de diferentes elementos para formar compuestos covalentes.

2.7 Compuestos: Introducción a los enlaces.

“Cationes” – Átomos metálicos pierden electronespara formar iones positivos “ + ” .

“Aniones” – Átomos no metálicos ganan electronespara formar iones negativos “ - ” .

Formación de compuestos iónicos

El tipo más simple de enlace iónico es el compuesto iónico binario. Ejemplo NaCl(s).

Algunos iones monoatómicos usuales de los elementos P

erio

do (

fila)

Grupo (columna)

Relación entre los iones monoatómicos formados y el gas noble más cercano en la tabla periódica

Gases nobles

Factores que afectan las fuerzas del enlace iónico(carga y tamaño de los iones)

Tam

año

Carga

Formación de compuestos covalentes

Formación de compuestos covalentesFormación de un enlace covalente entre dos átomos de hidróge no

H + H H - H

Iones poliatómicos:Enlaces covalentes entre iones

Un ion poliatómico con enlaces covalentes

CaCO3

2.8 Compuestos: Fórmulas, nombres y masas.

•Compuestos Iónicos

•Compuestos Covalentes

Fórmulas químicas

Fórmula Empírica – Muestra el número relativ o de átomos de cadaelemento en el compuesto. Es la fórmula más simple y se derivade las masas de los elementos constituyentes.

Fórmula Molecular – Muestra el número real de átomos de cadaelemento en la molécula de un compuesto.

Fórmula Estructura l – Muestra el número real de átomos y los enlacesentre ellos , esto es, da el lugar relativo y las conexiones entrelos átomos de la molécula.

Ejemplo: el agua oxígenada o peróxido de hidrógeno:H2O2

• Fórmula Empírica: HO

• Fórmula Molecular: H2O2

• Fórmula Estructural: H - O - O - H

Clasificación:

Compuestos formados por iones monoatómicos

Compuestos formados por iones poliatómicosB

A

Nombres y fórmulas de compuestos iónicos

Compuestos formados por iones monoatómicos

Ver figura 2.23

Ver tablas 2.3 y 2.4

A

(aquí se verán sólo binarios, aquellos constituidos por dos elementos)

Algunos iones monoatómicos usuales de los elementos

Per

iodo

(fil

a)Grupo (columna)

Figura 2.23

Observar que se tienen metales con un estado de oxi dacióny metales con más de un estado de oxidación.

Tabla 2.3 Iones monoatómicos comunes (metales con un estado de oxidación)

Cationes Aniones

Carga Fórmula catión Carga Fórmula anión

+1 H+ hidrógeno -1 H - hidruroLi+ litio F - fluoruroNa+ sodio Cl - cloruroK+ potasio Br - bromuroCs+ cesio I - yoduroAg+ plata

+2 Mg2+ magnesio -2 O2 - óxidoCa2+ calcio S2 - sulfuroSr2+ estroncioBa2+ barioZn2+ zincCd2+ cadmio

+3 Al3+ aluminio -3 N3 - nitruro

Tabla 2.4 Algunos metales que forman más de un ion monoatómic o (varios estados de oxidación)

Elemento Fórmula Nombre Nombre del catión sistemático común

Cromo Cr2+ cromo(II) cromosoCr3+ cromo(III) crómico

Cobalto Co2+ cobalto(II)Co3+ cobalto(III)

Cobre Cu+ cobre(I) cuprosoCu2+ cobre(II) cúprico

Hierro Fe2+ hierro(II) ferrosoFe3+ hierro(III) férrico

Plomo Pb2+ plomo(II) Pb4+ plomo(IV)

Manganeso Mn2+ manganeso(II) Mn3+ manganeso(III)

Mercurio Hg22+ mercurio(I) mercurioso

Hg2+ mercurio(II) mercúricoEstaño Sn2+ estaño(II) estanoso

Sn4+ estaño(IV) estánico

1. Compuestos iónicos binarios con metales con un estado de oxidación (Tabla 2.3)

• El nombre del catión es el mismo nombre del metal.

• El nombre del anión toma la raíz del no metal y se le adiciona el sufijo “uro” (caso especial el oxígeno se nombran como óxi do).

Na1Cl1 = NaCl cloruro de sodio

Ca1Cl2 = CaCl2 cloruro de calcio

Na2O1 = Na2O óxido de sodio

2. Compuestos iónicos binarios con metales con más de un estado de oxidación (Tabla 2.4)

• El nombre del catión es el mismo nombre del metal, con el estado de oxidación indicado con un número romano entre parén tesis.

En el caso de los nombres comunes, la raíz latina del metal es seguida por una de dos terminaciones:

“oso” para el ion de menor carga.“ico” para el ion de mayor carga.

Fe1Cl2 = FeCl2 cloruro de hierro(II)cloruro ferroso

Fe1Cl3 = FeCl3 cloruro de hierro(III)cloruro férrico

Problemas. Dar el nombre y fórmula para los compuestos formados porlos siguientes pares de elementos:

a) Sodio y oxígeno

b) Zinc y cloro

c) Calcio y flúor

d) Hidrógeno y azufre

e) Cobre y cloro

Na2O Óxido de sodio

ZnCl2 Cloruro de zinc

CaF2 Fluoruro de calcio

H2S Sulfuro de hidrógeno

CuCl Cloruro de cobre(I)o cloruro cuproso

CuCl2 Cloruro de cobre(II)o cloruro cúprico

Problemas. Nombrar o dar las fórmulas para los siguientes compuestos:

a) Sulfuro de hierro(III): Fe es +3 y S es -2, por tanto elcompuesto es: Fe2S3

b) CoF2: El anión es fluoruro (F -) y se tienen dos F -, el catión es cobalto entonces debe ser Co2+, por lo tanto el compuesto es:fluoruro de cobalto(II)

c) Óxido estánico: Estánico significa estaño(IV), Sn4+, el ion óxido es O2-, por lo tanto la fórmula es: SnO2

d) NiCl2: El anión es cloruro (Cl-), hay dos aniones, el catión es niquel Ni2+, por lo tanto el nombre es: cloruro de niquel(II)

Compuestos formados por iones poliatómicos

En general se mantienen las reglas de los ionesmonoatómicos, existiendo casos especiales.

Ver tabla 2.5

B

Tabla 2.5

Fórmula Nombre Fórmula Nombre

CationesNH4

+ amonioH3O+ hidronio

Aniones

CH3COO- acetatoCN- cianuroOH- hidróxidoClO- hipocloritoClO2

- cloritoClO3

- cloratoClO4

- percloratoNO2

- nitritoNO3

- nitrato

Aniones MnO4

- permanganatoCO3

2- carbonatoHCO3

- bicarbonatoCrO4

2- cromatoCr2O7

2- dicromatoO2

2- peróxidoPO4

3- fosfatoHPO4

2- fosfato ácidoH2PO4

- fosfato diácidoSO3

2- sulfitoSO4

2- sulfatoHSO4

- bisulfato

Iones poliatómicos comunes

CO32- NO3

-

NO2-

SO42-

SO32-

ClO4-

ClO3-

ClO2-

ClO-PO43-

Grupo 13 Grupo 14 Grupo 15 Grupo 16 Grupo 17

Aniones

Al 3+ y PO43-

Fórmulas y nombres (iones poliatómicos de tabla 2.5 )

Al 3(PO4)3

AlPO4 Fosfato de aluminio

Fe3+ y HCO3-

Fe1(HCO3)3

bicarbonato de hierro(III)o bicarbonato férrico

Fe(HCO3)3

Fórmulas y nombres (iones poliatómicos de tabla 2.5 )

Reglas para las familias de oxianiones

Familias con dos oxianiones

El ion con más átomos de O toma la raíz del no metal y laterminación“-ato”.

El ión con menos átomos de O toma la raíz del no metal y la terminación “-ito”.

SO42- ion sulfato

SO32- ion sulfito

Prefijos

No.

de

átom

os d

e O

ato

ito

raíz

raíz

Raíz Sufijos Ejemplos

SO42-

SO32-

sulfato

sulfito

Familias con dos oxianiones

Reglas para las familias de oxianiones

Familias con cuatro oxianiones(usualmente un halógeno)

El ion con más átomos de O (cuatro) lleva el prefijo “per-” , la raíz del no metal y la terminación “-ato”.

El ion con tres átomos de O lleva la raíz del no metal y la terminación “-ato”.

El ion con dos átomos de O lleva la raíz del no metal yla terminación “-ito”.

El ion con un átomo de O lleva el prefijo “hipo-” , la raíz del no metal y la terminación en “-ito”.

Nombres de oxianiones

Prefijos

No.

de

átom

os d

e O

raízper ato

ato

ito

itohipo

raíz

raíz

raíz

Raíz Sufijos Ejemplos

ClO4-

ClO3-

ClO2-

ClO-

perclorato

clorato

clorito

hipoclorito

Familias con cuatro oxianiones(usualmente un halógeno)

Nombres de oxianiones

Prefijos Raíz Sufijos cloro bromo yodo

per “ ” ato perclor ato perbromato peryodato[ClO 4

-] [ BrO 4-] [IO4

-]

“ ” ato clor ato bromato yodato[ClO 3

-] [BrO 3-] [IO3

-]

“ ” ito clor ito[ClO 2

-]

hipo “ ” ito hipo clor ito hipobromito hipoyodito[ClO -] [BrO -] [IO -]

Aum

enta

No.

de

átom

os d

e O

Ejemplos de nombres y fórmulas de compuestos con oxianiones

• KNO2 Nitrito de potasio BaSO3 Sulfito de bario

• Mg(NO3)2 Nitrato de magnesio Na2SO4 Sulfato de sodio

• LiClO4 Perclorato de litio Ca(BrO)2 Hipobromito de calcio

• Cu(ClO2)2 Clorito de cobre(II) CuClO3 Clorato cuproso

• NaClO Hipoclorito de sodio (NH4)2SO4 Sulfato de amonio

Compuestos iónicos hidratados

Tienen un número específico de moléculas de agua asociadas con cada unidad de fórmula.

Prefijos griegos

Número Prefijo Número Prefijo

1 mono- 6 hexa-

2 di- 7 hepta-

3 tri- 8 octa-

4 tetra- 9 nona-

5 penta- 10 deca-

HidratosSon compuestos que contienen moléculas de agua

MgSO4 7H2O Sulfato de magnesio hepta hidratado

MgSO4 2H2O Sulfato de magnesio dihidratado

Ba(OH)2 8H2O Hidróxido de bario octa hidratado

CuSO4 5H2O Sulfato de cobre(II) penta hidratado

Na2CO3 10H2O Carbonato de sodio decahidratado

Nomenclatura de ácidos.Ácidos binarios (hidrácidos) y oxiácidos

1) Ácidos binarios:Se forman cuando algunos compuestos gaseosos se disuelven enagua. Por ejemplo, cuando el cloruro de hidrógeno gaseoso (HCl) sedisuelve en agua (HCl) forma una solución llamada ácido clorhídrico.

HCl(g) = H+(ac) + Cl-(ac)

El nombre se forma de la siguiente manera:ácido + raíz del no metal + terminación hídrico

ácido + clor + hídrico

Nombrar: HF, HCl, HI, HBr, H2S

2) Oxiácidos:Sus nombres son similares a los de los oxianiones excepto por dos

terminaciones que cambian:“-ato” en el anión cambia a “–ico” en el ácido.“-ito” en el anión cambia a “-oso” en el ácido.

Los prefijos “hipo-” y “per-” se conservan.

Así,ClO4

- es perclorato y HClO4 es ácido perclórico;

ClO2- es clorito y HClO2 es ácido cloroso.

Oxiácidos usuales

H2CO3 HNO3HNO2

H2SO4H2SO3

HClO 4HClO 3HClO 2HClOH3PO4

H3PO3 (lo mismo para Br y I sólo como nomenclatura)

Grupo 13

H3BO3

Grupo 14 Grupo 15 Grupo 16 Grupo 17

Ác. bórico

Problemas: Nombrar los siguientes oxiácidos (ver tabla 2.5,iones poliatómicos):

Ejemplos de determinación de nombres y fórmulas de aniones y ácidos

Problema: Nombrar los siguientes aniones y dar los nombres y fórmulas de los ácidos derivados de ellos:

a) Cl - b) ClO 3- c) SO3

2- d) NO3- e) CN -

Solución:

a) El anión es cloruro ; el ácido es ácido clorhídrico, HCl

b) El anión es clorato ; el ácido es ácido clórico, HClO 3

c) El anión es sulfito ; el ácido es ácido sulfuroso, H 2SO3

d) El anión es nitrato ; el ácido es ácido nítrico, HNO 3

e) El anión es cianuro ; el ácido es ácido cianhídrico, HCN

Nombres y fórmulas de compuestos covalentes binario s

1) El elemento con el mayor número de grupo se nombra primeroluego el de menor número de grupo (excepción: si elcompuesto contiene oxígeno y un halógeno, el oxígeno senombra primero).

2) El segundo elemento es nombrado con su raíz y se termina en “uro”.

3) Se usan prefijos griegos para indicar el número de átomos de cada elemento en el compuesto. Ej: PCl 3, tricloruro de fósforo .

Se forman por la combinación de dos elementos, usualmente no metales.

Ejemplos de nombres y fórmulas de compuestos covalentes binarios

Problema: Nombrar o dar la fórmula de los siguientes compuestos.

a) Dióxido de carbono b) PCl5 c) CS2 d) SO3 e) N2O4

Solución:

a) CO2

b) Pentacloruro de fósforo

c) Disulfuro de carbono

d) Trióxido de azufre

e) Tetraóxido de dinitrógeno

Ejemplos de nombres especiales y fórmulas de compuestos covalentes binarios

H2O agua

NH3 amoniaco (amoníaco)

NO óxido nítrico (monóxido de nitrógeno)

Nomenclatura de los alcanos

Los alcanos tienen la fórmula general Cn H 2n+2

Cada átomo de carbono forma cuatro enlaces covalentes !

Los nombres terminan en -ano

Los primeros 10 alcanos de cadena lineal

Nombre Fórmula Fórmulas estructurales

Metano CH4Etano C2H6

Propano C3H8Butano C4H10

Pentano C5H12Hexano C6H14

Heptano C7H16Octano C8H18

Nonano C9H20Decano C10H22

C H

H H

H H

H

H

H H

H

C C

CH3-CH2-CH3 CH3-(CH2)2-CH3

CH3-(CH2)3-CH3CH3-(CH2)4-CH3

CH3-(CH2)5-CH3CH3-(CH2)6-CH3

CH3-(CH2)7-CH3

CH3-(CH2)8-CH3Tabla 2.7

Masas moleculares a partir de fórmulas químicas

Problema: Calcular la masa molecular del sulfato de amonio(obtener los datos desde la tabla periódica).

Solución:

La fórmula es (NH4)2SO4Masa molecular = ( 2 x masa atómica del N ) + ( 8 x masa atómica del H)

+ ( 1 x masa atómica del S ) + ( 4 x masa atómica del O)

= ( 2 x 14.01 uma) + ( 8 x 1.008 uma) +( 1 x 32.07 uma) + ( 4 x 16.00 uma)

= 132.154 uma = 132.15 uma

Masa molecular = suma de las masas atómicas

Mezclas heterogéneas : Tiene una o más fases observables entre los componentes

Mezclas homogéneas : No tiene fases observables.

Soluciones: Es una mezcla homogénea de dos o más sustancias.

2.9 Mezclas: Clasificación y separación.

Separación de mezclas

Algunas técnicas de separación

Filtración

Cristalización

Destilación

Extracción

Cromatografía

Filtración

Cristalización

Cromatografía en columna