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
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
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-
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
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.
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).
Relación entre los iones monoatómicos formados y el gas noble más cercano en la tabla periódica
Gases nobles
Formación de compuestos covalentesFormación de un enlace covalente entre dos átomos de hidróge no
H + H H - H
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