MOLÉCULA
La molécula es la partícula más
pequeña que presenta todas las propiedades físicas y químicas de una sustancia,
y se encuentra formada por dos o más átomos. Los átomos que forman las
moléculas pueden ser iguales (como ocurre con la molécula de oxígeno, que
cuenta con dos átomos de oxígeno) o distintos (la molécula de agua, por
ejemplo, tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno).
La Composición Centesimal:
La Composición Centesimal (CC) es una medida de la cantidad
de masa que ocupa un elemento en un compuesto. Se mide en porcentaje de masa.
La Composición Centesimal de un elemento viene determinada
por la siguiente fórmula:
La Composición Centesimal es útil para obtener la fórmula
empírica y molecular de un compuesto.
Ejemplo de Composición Centesimal:
Calcular la composición centesimal del H y O en el agua si
en 45 gramos de agua hay 5 de H y 40 de O:
Composición Centesimal
Composición Porcentual:
Conocida la fórmula de un
compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el que cada
elemento que forma dicho compuesto está presente en el mismo compuesto químico.
Ejemplo
Una molécula de dióxido de
azufre, (SO2), contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno.
Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula.
Datos: la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno,
16,0 u.
El problema puede resolverse por dos vías:
·
Utilizando unidades de masa atómica:
- Masa molecular del SO2 = (32,1) + (2 · 16) = 64,1 u .
- Porcentaje de azufre en el compuesto: (32'1 / 64'1) x (100) = 50'078%
- Porcentaje de oxígeno en el compuesto: (32 / 64'1) x (100) = 49'92%
·
Utilizando gramos:
- Porcentaje de azufre en el compuesto:
Si en 64,1 g de SO2 hay 32,1 g de azufre, en
100 g habrá x, luego x = 50'078%
- Porcentaje de oxígeno en el compuesto:
Si
en 64,1 g de SO2
hay 32,0 g de oxígeno, en 100 g habrá x, luego x = 49'92%.
Fórmula empírica y molecular
La fórmula química es la
representación de los elementos que forman un compuesto y la proporción en que
se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula. También puede
darnos información adicional como la manera en que se unen dichos átomos
mediante enlaces químicos e incluso su distribución en el espacio. Para
nombrarlas, se emplean las reglas de la nomenclatura o formulación química.
La fórmula química permite
determinar la composición porcentual de cada elemento en una sustancia
compuesta. Los porcentajes así obtenidos son una expresión de la ley de la
composición definida.
Ejemplo. Composición porcentual
La fórmula química del sulfato de
aluminio es Al2(SO4)3.
Determinar la composición porcentual del sulfato de aluminio.
M Al2(SO4)3 = 2(27.0)
+ 3(32.0) + 12(16.0) = 342 g/mol
Existen varios tipos de fórmulas químicas:
Fórmula
empírica
La fórmula empírica es una
expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los
átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación mas
sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima.
En compuestos covalentes, se
obtiene simplificando los subíndices de la fórmula, si ello es posible,
dividiéndolos por un factor común. Así, la fórmula empírica de la glucosa (C6H12O6) es CH2O, lo cual indica que
por cada átomo de C, hay dos átomos de H y un átomo de O. Los subíndices
siempre son números enteros y si son iguales a 1, no se escriben.
En compuestos iónicos la fórmula
empírica es la única que podemos conocer, e indica la proporción entre el
número de iones de cada clase en la red iónica. En el hidruro de magnesio, hay
dos iones hidruro por cada ión magnesio, luego su fórmula empírica es MgH2.
En compuestos
no-estequiométricos, como ciertos minerales, los subíndices pueden ser números
decimales. Así, el óxido de hierro (II) tiene una fórmula empírica que varía
entre Fe 0,84
O y Fe 0,95 O,
lo que indica la presencia de huecos, impurezas y defectos en la red.
Fórmula
molecular
La fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en
un compuesto molecular, y el número de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido
hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes. Así la fórmula molecular
de la glucosa es C6H12O6, lo cual indica que cada molécula está
formada por 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos de O, unidos siempre de
una determinada manera.
Fórmula
estructural
·
Modelo de esqueleto, de armazón: no se dibujan
los átomos de C e H.
·
Modelo de bolas y barras, o de bolas y varillas.
·
Modelo de bolas, compacto o espacial sólido.
·
Modelos poliédricos: los átomos se representan
por tetraedros, octaedros, que se unen por sus vértices y permiten ciertos
giros o torsiones.
La fórmula estructural es similar a las anteriores pero
señalando la geometría espacial de la molécula mediante la indicación de
distancias, ángulos o el empleo de perspectivas en diagramas bi o tridimensionales.
Masa atómica, masa molecular, relativa y absoluta
La masa atómica (ma): es la masa de un átomo cuando se compara con
un átomo de referencia, C12.
La masa atómica puede ser
considerada como la masa total de protones y neutrones en un solo átomo. La masa
atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica
relativa.
La masa atómica relativa: es un sinónimo para peso atómico. Un peso
atómico o masa atómica relativa de un elemento de una fuente especificada es la
razón de la masa media por átomo del elemento a 1/12 de la masa de un átomo
12C. La media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un
elemento químico encontrados en una muestra particular, ponderados por
abundancia isotópica. Las unidades de masa atómica (u)
se define como 1/12 de la masa del isótopo C12.
La masa molecular relativa: es un número que indica cuántas veces
mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a la unidad de
masa atómica. Su unidad es el Dalton o unidad de masa atómica, que se abrevia u
(antes uma).
La masa molecular se determina
sumando las masas atómicas relativas de los elementos cuyos átomos constituyen
una molécula de dicha sustancia. A pesar de que se sigue diciendo popularmente
peso molecular, el término correcto es masa molecular. La masa molar de una
sustancia coincide numéricamente con la masa molecular, aunque son cosas
distintas.
Por ejemplo: la masa molecular
del H2O será:
1,00794 x 2 + 15,9994 = 18,015128 u
(masa atómica del H: 1,00797, masa atómica del O: 15,9994)
La masa molar (símbolo M) de un átomo o una molécula: es la masa de
un mol de dicha partícula expresada en gramos. Es una propiedad física
característica de cada sustancia pura. Sus unidades en química son los gramos
por mol (g/mol).
Podríamos decir que la masa molar
es lo mismo que la masa molecular pero en vez de estar en unidad de masa
atómica (u) está en gramos/mol.
Seguimos con el ejemplo del H2O: La masa molar del agua es:
Masa molar de H = 1 g x 2 átomos = 2
Masa molar de 0 = 16 g 1 átomo = 16
Total = 18 g /mol.
El mol (símbolo: mol) es la
cantidad de sustancia que contiene tantos átomos, moléculas, etc... como las
que hay en 12 g de C12.
La cantidad correspondiente a 1
mol es 6,022 x 10 elevado 23 (nº o constante de Avogadro)
Número de Avogadro:
El número de Avogadro es el número de átomos o
moléculas que existen en un mol de un elemento o compuesto, siendo su valor
equivalente a 6.023×10(23) moléculas/mol. Para representarlo se usa el símbolo
NA:
NA = 6.023·10(23) moléculas/mol
Volumen molar:
El volumen molar de una sustancia, simbolizado Vm, es el
volumen de un mol de esta. La unidad del Sistema Internacional de Unidades es
el metro cúbico por mol:
m3 · mol
Un mol de cualquier sustancia contiene 6 , 022 ⋅
1023 partículas.
Ejemplo
¿Qué volumen
ocupan 30 gramos de gas nitrógeno, N2, a cero grados Celsius y una atmósfera de
presión? (Masa atómica del nitrógeno: 14,0067).
Haciendo la regla de tres:
2 ⋅
14,006 7 g N ⟶ 1 mol = 22,4 l
30
g N ⟶
x L
Despejando x:
22,4 L ⋅ 30 g N
x = ---------------------------
2 ⋅ 14,006 7 g N
Realizadas las operaciones da como resultado:
x = 23,99 L
Que es el volumen ocupado por 30 gramos de nitrógeno a cero
grados Celsius y una atmósfera de presión.
SOLUCIONES
Concepto de Solución:
Una solución es una mezcla físicamente
homogénea, formada por dos o más sustancias que reciben el nombre de solvente y
soluto.
El
solvente: es
la sustancia que por lo general se encuentra en mayor proporción dentro de la
disolución. Las solución es más importantes son las acuosas, por lo tanto, el
solvente más común es el agua.
El soluto: es la sustancia que, por lo general, se encuentra en
menor proporción dentro de la solución. Por ejemplo, en una solución acuosa de
cloruro de sodio, el agua es el solvente y la sal es el soluto.
Solubilidad
Existe un límite para la cantidad máxima de
soluto soluble en un determinado solvente. A este valor que limita la cantidad
de soluto que se puede disolver en determinada cantidad de solvente se le
conoce como solubilidad, y se define como la máxima cantidad de un soluto que
puede disolverse en una cantidad dada de un solvente, a una temperatura
determinada.
Por ejemplo:
La solubilidad del cloruro de
sodio en agua a 20 °C es de 311 g/L de solución, lo que significa que a esta
temperatura, un litro de agua puede contener como máximo, 311 g de NaCl.
Factores
que determinan la solubilidad
La cantidad de soluto que puede disolverse en
una cantidad dada de solvente, depende de los siguientes factores:
Naturaleza
del soluto y del solvente
Una regla muy citada en química es: lo
semejante disuelve lo semejante. En otras palabras, la solubilidad es mayor
entre sustancias cuyas moléculas sean análogas, eléctrica y estructuralmente.
Cuando existe semejanza en las propiedades eléctricas de soluto y solvente, las
fuerzas intermoleculares son intensas, propiciando la disolución de una en
otra. De acuerdo con esto, en el agua, que es una molécula polar, se pueden
disolver solutos polares, como alcohol, acetona y sales inorgánicas. Así mismo,
la gasolina, debido al carácter apolar de sus moléculas, disuelve solutos
apolares como aceite, resinas y algunos polímeros.
Temperatura
En general, puede decirse que a mayor
temperatura, mayor solubilidad. Así, es frecuente usar el efecto de la
temperatura para obtener soluciones sobresaturadas. Sin embargo, esta regla no
se cumple en todas las situaciones. Por ejemplo, la solubilidad de los gases
suele disminuir al aumentar la temperatura de la solución, pues, al poseer
mayor energía cinética, las moléculas del gas tienden a volatilizarse. De la
misma manera, algunas sustancias como el carbonato de litio (Li2CO3)
son menos solubles al aumentar la temperatura.
Presión
La presión no afecta demasiado la
solubilidad de sólidos y líquidos, mientras que tiene un efecto determinante en
la de los gases. Un aumento en la presión produce un aumento de la solubilidad
de gases en líquidos. Esta relación es de proporcionalidad directa. Por
ejemplo, cuando se destapa una gaseosa, la presión disminuye, por lo que el gas
carbónico disuelto en ella escapa en forma de pequeñas burbujas.
Tipos de
soluciones
Cualquier sustancia, sin importar
el estado de agregación de sus moléculas, puede formar soluciones con otras.
Según el estado físico en el que se encuentren las sustancias involucradas se
pueden clasificar en sólidas, líquidas y gaseosas. También puede ocurrir que
los componentes de la solución se presenten en diferentes estados. Así, cuando
uno de los componentes es un gas o un sólido y el otro es un líquido, el
primero se denomina soluto y el segundo solvente.
Las soluciones también se pueden clasificar
según la cantidad de soluto que contienen, como:
- Diluidas: cuando contienen una pequeña cantidad de soluto, con respecto a la cantidad de solvente presente.
- Saturadas o concentradas: si la cantidad de soluto es la máxima que puede disolver el solvente a una temperatura dada.
- Sobresaturadas: si la cantidad de soluto es mayor de la que puede disolver el solvente a una temperatura dada. Este tipo de soluciones se consiguen cuando se logra disolver el soluto por encima de su punto de saturación y son muy inestables, por lo que, frecuentemente, el soluto en exceso tiende a precipitarse al fondo del recipiente.
La
concentración de las soluciones
De acuerdo con la cantidad de
soluto presente, tendremos soluciones diluidas, saturadas y sobresaturadas. Si
bien podemos diferenciar una solución concentrada de una diluida, no podemos
determinar exactamente qué tan concentrada o diluida está. A continuación
veremos cómo se cuantifica la cantidad de soluto presente en una solución, a
través del concepto de concentración.
Definición
de concentración
La concentración de una solución expresa la
cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente o de solución. En
términos cuantitativos, esto es, la relación o proporción matemática entre la
cantidad de soluto y la cantidad de solvente o, entre soluto y solución. Esta
relación suele expresarse en porcentaje.
Unidades de
concentración
Unidades físicas:
Porcentaje referido a la masa: relaciona la masa del soluto, en
gramos, presente en una cantidad dada de solución. Teniendo en cuenta que el
resultado se expresa como porcentaje de soluto, la cantidad patrón de solución
suele tomarse como 100 g. La siguiente expresión resume estos conceptos:
Por ejemplo, si se
disuelven 10 g de NaCl en 90 g de agua, ¿cuál es el porcentaje en masa de la
sal?
Primero se calcula la
masa de la solución:
10 g de NaCl 1 90 g
de agua 5 100 g de solución.
Luego remplazamos en
la fórmula:
Porcentaje referido
al volumen: se refiere al volumen de soluto, en ml, presente en cada 100 ml
de solución.
La expresión que utilizamos para calcularlo es:
Por ejemplo, ¿cuántos ml de ácido
sulfúrico (H2SO4) hay en 300 ml de una solución al 20% en
volumen?
Una solución al 20% de H2SO4
significa que, por cada 100 ml de solución se tienen 20 ml de H2SO4.
Por tanto, si tenemos 300 ml de solución tendremos 60 ml de H2SO4,
según la siguiente operación:
Porcentaje
masa-volumen: representa la masa de soluto (en g) por cada 100 mL de
solución. Se puede calcular según la expresión:
Por ejemplo, ¿cuál es el porcentaje p/v de una solución que
contiene 20 gramos de KOH en 250 ml de solución?
La información anterior nos indica que 250 ml de solución
contienen 20 g de KOH. Por tanto, en 100 ml de solución habrá:
De donde, se obtiene que la
cantidad de KOH presente equivale al 8%.
Partes
por millón (ppm): para medir algunas concentraciones muy pequeñas, por
ejemplo, las partículas contaminantes que eliminan los automotores o la
cantidad de cloro o flúor presentes en el agua potable, se utiliza una unidad
de concentración denominada partes por millón (ppm), que mide las partes de
soluto presentes en un millón de partes de solución. Para soluciones sólidas se
utilizan, por lo regular, las unidades mg/kg y para soluciones líquidas, mg/l.
La siguiente expresión, permite
calcular las partes por millón:
Por ejemplo: ¿cuál será la concentración, en ppm, de una
muestra de 350 ml de solución de fluoruro de sodio en agua, que contiene
0,00070 g de esta sal disuelta? Primero se hace la conversión a las unidades
requeridas en la fórmula:
350 ml = 0,350 l de
solución, y 0,00070 g = 0,70 mg.
Luego se aplica la
fórmula:
La solución contiene 2 ppm de NaF, que es equivalente a 2 mg
por litro de solución.
Unidades químicas:
Molaridad
(M): es la forma más usual de expresar la concentración de una solución. Se
define como el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución.
Alternativamente, se puede expresar como milimoles de soluto disueltos en ml de
solución. Matemáticamente se expresa así:
Molalidad (m):
indica la cantidad de moles de soluto presentes en un kg (1.000 g) de solvente.
Cuando el solvente es agua, y debido a que la densidad de esta es 1 g/ml, 1 kg
de agua equivale a un litro. La molalidad se calcula mediante la expresión:
Normalidad (N): relaciona el número de equivalentes gramo o
equivalentes químicos de un soluto con la cantidad de solución, en litros. Se
expresa como:
El concepto de equivalente gramo
o equivalente químico ha sido desarrollado especialmente para referirse a
ácidos y bases. Así, un equivalente gramo es la masa de sustancia (ácido o
base) capaz de producir un mol de iones H o OH, según el caso. Para pasar de
moles a gramos se emplean las masas moleculares de las sustancias involucradas.
Por ejemplo, un mol de HCl, cuyo peso molecular es 36,5 g, se ioniza para
producir un mol de H, por tanto, el peso de un equivalente gramo (abreviado
peqg) de HCl es 36,5 g. En el caso de ácidos o bases que generan más de un mol
de OH o H, como por ejemplo, el H2SO4 o el Al(OH)3,
el peso de un equivalente gramo se calcula así:
En cuanto al hidróxido de
aluminio, 1 peqg es igual a 26 g, que es la tercera parte de su masa molecular.
Dado que un ácido y una base reaccionan, a través de la neutralización mutua de
los iones H y OH, para producir las sales correspondientes y agua; el concepto
de equivalente también se aplica para las sales.
