Introducción a la estructura meterial

Estructura de la materia. Modelo del Bohr. Elementos. Compuestos. Mezclas. Elemento químico. Fórmulas empiricas

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Tema 1 Introducción a la estructura de la materia

La Estructura de la Materia.

Una pregunta que algunas veces nos hemos hecho es ¿en cuántas partes se puede dividir un material antes de que deje de serlo? Es decir, ¿Cuál es la unidad indivisible de la materia?

Esta pregunta fue planteada en los tiempos de las primeras civilizaciones humanas y los griegos intentaron darle respuesta, iniciándose allí un debate que solo obtendría definitiva respuesta varios siglos después. Los griegos llamaron a esa partícula átomo, pero hoy en día sabemos que lo que conocimos por mucho tiempo como tal también puede ser físicamente dividido causando un efecto de liberación de energía que ha sido usado para bien por unos y para mal por otros.

El principal problema con el tema del átomo es que su tamaño es extremadamente pequeño, por lo que escapa de la resolución del ojo humano. Por ello, cuando más de dos mil años después John Dalton retoma el tema del átomo debe plantearse un modelo mental en el que plantea que todos los elementos están conformados por átomos. Dalton asume que los átomos son esféricos y rígidos, además de indestructibles. Según ese modelo, Dalton expresa que los átomos son iguales para un mismo elemento pero difieren en tamaño, masa y propiedades para dos elementos distintos. Obviamente, según ese esquema, los átomos de dos elementos distintos participan en las reacciones químicas, pero durante ese fenómeno los átomos ni se crean ni se destruyen, ni tampoco se transforman en otros tipos de átomos. Por último, cuando ocurre una reacción química los átomos de los elementos se combinan en una nueva unidad llamada molécula.

Actualmente, se acepta que el átomo es la unidad estructural y reactiva de la materia, y que pueden combinarse para formar partículas conocidas como moléculas a través de las reacciones químicas. Según el modelo corpuscular los átomos y las moléculas son partículas que se encuentran en constante movimiento.

Sin embargo, el modelo atómico de Dalton se vuelve insuficiente cuando se trata de explicar los fenómenos eléctricos que ocurren en la materia. Por ello, Joseph Thomson aseveró que el átomo poseía ciertas partículas con cargas negativas a las que llamó electrones. De esta manera Thomson establece que el átomo sí era divisible.

El nuevo modelo atómico señalado por Thomson establece que el átomo está formado por una esfera de carga positiva que se encuentra incrustada por partículas más pequeñas de carga negativa llamadas electrones. Cuando Thomson se refería a su modelo atómico lo llamaba "uvas en gelatina".

Algún tiempo más tarde, Rutherford, logró descubrir que existían partículas con carga positiva en la materia a las que llamó protones. Rutherford también introdujo la idea de que los átomos no eran masas compactas, sino que existían espacios vacíos entre ellos. De esta manera Rutherford marcó una nueva estructura para el átomo. En ella establecía que el átomo tenía un centro con carga positiva al que llamó núcleo atómico. En este núcleo se encuentran los protones, alrededor de este mismo núcleo orbitan otras partículas de carga negativa a las que Rutherford llamó electrones. En sí, este modelo se parece mucho al sistema solar, donde el núcleo sería el sol y los electrones asemejan a los planetas.

A pesar de que el modelo de Rutherford se parece mucho a la realidad, aún le faltan elementos que le permitan describir con precisión al átomo. Se sabe que el núcleo del átomo contiene tres partículas subatómicas. Los protones que tienen carga positiva, los neutrones que no tienen carga eléctrica. Al conjunto de protones y neutrones se les conoce como nucleones. El número de electrones siempre debe ser igual al número de protones, de allí que la característica eléctrica del átomo sea neutra.

Modelo de Bohr

El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo cuantizado del átomo propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí, sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones.

Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

Postulados de Bohr

En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a cuatro postulados fundamentales:

  • Los electrones orbitan el núcleo del átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas.

  • Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios.

  • El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento angular orbital

  • La cuarta hipótesis asume que el valor mínimo de n es 1. Este valor corresponde a un mínimo radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm. A esta distancia se le denomina radio de Bohr.

Partículas fundamentales: protón, neutrón y electrón

  • El átomo es la menor cantidad de un elemento que conserva las propiedades químicas de dicho elemento.

  • Los átomos están constituidos fundamentalmente por tres tipos de partículas:

    • El electrón (e) es una partícula elemental cargada de electricidad negativa. Su masa es unas 2000 veces menor que la del protón, por lo que se la suele considerar nula.

    • El protón (p) es una partícula elemental cargada de electricidad positiva. Su carga es igual que la del electrón pero de signo positivo y su masa es aproximadamente equivalente a 1 u.m.a.

    • El neutrón (n) es una partícula elemental carente de carga eléctrica. Su masa es aproximadamente equivalente a 1 u.m.a.

  • El átomo está constituido por:

    • Un núcleo, que se encuentra localizado en el centro del átomo y donde está concentrada casi toda la masa y toda la carga positiva. En el núcleo, además, se encuentran los neutrones y los protones.

    • Una corteza exterior que rodea al núcleo y que delimita el exterior del átomo y por la que se encuentran los electrones, de masa prácticamente despreciable, girando a grandes distancias alrededor del núcleo.

    • Entre el núcleo y la corteza existe una distancia enorme y ese espacio está completamente vacío.

  • Desde el punto de vista eléctrico el átomo es neutro, habiendo igual nº de electrones que de protones. El núcleo presenta la carga positiva y la corteza la carga negativa.

  • Desde el punto de vista másico la masa del átomo se encuentra en el núcleo, ya que se considera despreciable la masa de los electrones frente a la masa de los protones y neutrones.

Número atómico. Número másico. Isótopos

  • Se denomina número atómico (Z) al número de protones que tiene un átomo y nos indica el orden del elemento en la tabla periódica, es decir, el lugar que ocupa en la Tabla Periódica.

  • Número atómico (Z) = nº de protones

    • En un átomo neutro (sin carga eléctrica), el número de protones coincide con el número de electrones.

    • Las propiedades químicas de los átomos dependen solamente de los electrones que haya en la corteza, fundamentalmente de sus electrones más externos.

    • Un átomo de un elemento se distingue del de otro elemento en el número de protones que tiene en su núcleo, no en el número de neutrones.

    • Se denomina número másico (A) al número de protones y neutrones de un átomo.

    • Número másico (A) = nº de protones (Z)+ nº de neutrones (N)

      • Los isótopos son los átomos de un mismo elemento que poseen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. Hay tres isótopos del oxígeno (, , ).

      • Se llaman iones a los átomos que presentan carga eléctrica. Esto ocurre cuando en determinadas circunstancias los átomos pierden o ganan electrones.

        • Se llaman cationes a los átomos con carga eléctrica positiva y es debido a que los átomos iniciales han perdido electrones. (Ca2+)

        • Se llaman aniones a los átomos con carga eléctrica negativa y es debido a que los átomos iniciales han ganado electrones. (Cl-)

      • Las diferentes definiciones se representan mediante:

      Masa atómica y molecular. Concepto de mol. Número de Avogadro. Masa molar. Gases ideales: leyes y ecuación de estado. Volumen molar

      • Se define la unidad de masa atómica (u.m.a.) como la doceava parte de la masa del átomo del carbono 12.

      • Se define la masa atómica de un elemento a la masa de un átomo de dicho elemento expresada en u.m.a.

      • Se define la masa molecular de una sustancia a la masa de una molécula de dicha sustancia expresada en u.m.a. La masa molecular es igual a la suma de las masas atómicas de cada uno de lo átomos que constituyen la molécula de la sustancia.

      • Se denomina mol a la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partículas (átomos, moléculas, iones) como átomos hay en 12 g de carbono 12.

      • Este número de átomos que hay en 12 g de 12C es el número de Avogadro. Se representa por NA y el último valor obtenido por diversas técnicas es 6'023·1023 partículas por mol.

      • Se llama masa molar a la masa de un mol de una sustancia y es la masa atómica o molecular expresada en gramos.

      • Gases ideales: Se ha visto que a presiones bajas y a temperaturas altas todos los gases obedecen a tres leyes que relacionan el volumen de un gas con la presión y la temperatura. Un gas que obedece a estas leyes se denomina gas ideal o perfecto. En un gas ideal, las partículas que lo componen carecen de tamaño y no interactúan entre sí, cosa que no sucede con los gases reales.

      • Un gas está sometido a tres variables: el volumen que ocupa el gas, la presión a la que se encuentra sometido y la temperatura.

        • Leyes de los gases

          • Ley de Boyle: A temperatura constante y una cantidad fija de un gas, el producto de la presión que ejerce el gas por el volumen del gas permanece constante. También se dice que la presión y el volumen son inversamente proporcionales.

          • Ley de Charles: A presión constante, el volumen de una masa dada de un gas es directamente proporcional con la temperatura absoluta del gas (medida en ºK).

          • Ley de Gay-Lussac: A volumen constante, la presión de una masa dada de un gas es directamente proporcional con la temperatura absoluta del gas (medida en ºK)

          • Ley universal: Las tres leyes anteriores se pueden globalizar en una sola ecuación:

      (Ecuación de estado de los gases ideales)

      donde R es una constante que vale

          • Se denomina volumen molar al volumen que ocupa un mol de un gas.

          • Hipótesis de Avogadro: Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.

          • Ley de Dalton: En una mezcla gaseosa, la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales de los gases que la forman.

      donde PT es la presión total, Pi es la presión parcial de cada gas, es el número total de moles de la mezcla y es al número de moles de cada gas.

      • Los elementos que existen en estado gaseoso a 1 atm. de presión y 25º C son:

      • H2 (hidrógeno molecular)

        He (helio)

        N2 (nitrógeno molecular)

        Ne (neón)

        O2 (oxígeno molecular)

        Ar (argón)

        O3 (ozono)

        Kr (kriptón)

        F2 (flúor molecular)

        Xe (xenón)

        Cl2 (cloro molecular)

        Rn (radón)

        Para los problemas tenéis que utilizar lo siguiente:

        • DATOS Masas atómicas: H=1, N=14, O=16, S=32

        La masa molecular de (NH4)2SO4= 132 u.m.a.

        1 mol de (NH4)2SO4

        6'023·1023 moléculas de (NH4)2SO4

        132 g de (NH4)2SO4

        • Las condiciones normales son 1 atmósfera de presión y 0º C = 273º K.

        El volumen molar de un gas medido en condiciones normales es de 22'4 litros, es decir, 1 mol de cualquier gas ocupa 22'4 litros.

        Cuando las condiciones no son las normales, el volumen molar se calcula por la ecuación de los gases ideales

        P = presión medida en atmósferas (1 atmósfera = 760 mm de Hg)

        V = volumen del gas medido en litros (1 litro = 1 dm3 = 1000 cm3)

        n = número de moles de gas que hay en el recipiente

        R = 0'082 (constante universal de los gases)

        T = temperatura medida en grados Kelvin (ºK = 273+ ºC)

        ELEMENTOS, COMPUESTOS Y MEZCLAS

        Todo lo que existe en el universo está compuesto de Materia. La Materia se clasifica en Mezclas y Sustancias Puras. Las Mezclas son combinaciones de sustancias puras en proporciones variables, mientras que las sustancias puras comprenden los compuestos y los elementos. Los compuestos están formados por una combinación de elementos en una proporción definida.

        Las Mezclas se clasifican en Mezclas Homogéneas (Soluciones) y Mezclas Heterogéneas. En una Mezcla Heterogénea pueden distinguirse con facilidad las diferentes fases que forman la Mezcla, mientras que en una Mezcla Homogénea no hay distinción de fases.

        Las Mezclas se separan en sus componentes por procesos físicos, mientras que los Compuestos se separan en sus constituyentes por procesos químicos

        ELEMENTO QUÍMICO.

        Elemento químico, sustancia que no puede ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Se les representa en forma abreviada con símbolos, que consiste en una letra mayúscula o 2 letras, en donde la primera es mayúscula y la segunda minúscula.

        Ejemplos: Na, Cl, C, Mg, K

        Algunos símbolos no coinciden con las primeras letras del nombre del elemento esto se debe a que el símbolo deriva de vocablos latinos.

        Antiguamente, los elementos se consideraban sustancias fundamentales, pero hoy se sabe que consisten en una variedad de partículas elementales: electrones, protones y neutrones.

        Se conocen más de 100 elementos químicos en el Universo. Aunque varios de ellos, los llamados elementos transuránicos, no se encuentran en la naturaleza, han sido producidos artificialmente bombardeando núcleos atómicos de otros elementos con núcleos cargados o con partículas nucleares. Dicho bombardeo puede tener lugar en un acelerador de partículas (como el ciclotrón), en un reactor nuclear o en una explosión nuclear.

        Los elementos químicos se clasifican en metales y no metales. Los átomos de los metales son electropositivos y combinan fácilmente con los átomos electronegativos de los no metales. Existe un grupo de elementos llamados metaloides, que tiene propiedades intermedias entre los metales y los no metales, y que se considera a veces como una clase separada.

        Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico, pero diferentes números másicos, se llaman isótopos. Algunos elementos tienen varios isótopos naturales, mientras que otros sólo existen en una forma isotópica. Se han producido cientos de isótopos sintéticos. Varios isótopos naturales y algunos sintéticos son inestables.

        COMPUESTO QUIMICO

        Compuesto químico, sustancia formada por dos o más elementos que se combinan en proporción invariable. El agua, formada por hidrógeno y oxígeno, y la sal, formada por cloro y sodio, son ejemplos de compuestos químicos comunes. Tanto los elementos como los compuestos son sustancias puras. Se les representa en forma abreviada mediante fórmulas químicas.

        Otros ejemplos: HCl, Carbonaro de sodio: Na2CO3, Acido acético: CH3COOH, Hipoclorito de Sodio

        LAS MEZCLAS DE SUSTANCIAS

        En la naturaleza la materia suele presentarse en forma de mezclas de varias sustancias puras. Estas mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas.

        En una mezcla homogénea no se distinguen diferencias entre sus partes, pro ejemplo: el vino, la leche, el agua de mar... son mezclas homogéneas. A las mezclas homogéneas cuyo estado final es líquido se les suele llamar disoluciones.

        Sin embargo, en una mezcla heterogénea se distinguen claramente partes diferentes dado que estas poseen distinta naturaleza, es decir, no tienen las mismas propiedades características. Son ejemplos: la tierra, la mayoría de las rocas, una mezcla de agua y aceite.

        Las mezclas se pueden separar por procedimientos físicos. Veamos varios ejempos.

        Una mezcla de petróleo y agua se puede separar aprovechando que el petróleo es menos denso y flota en el agua. A este procedimiento se le llama decantación y está basado en diferencias de densidad.  

        .

        Una mezcla de limaduras de hierro con otro componente se puede separar gracias a la propiedad que tiene dicho metal de ser atraído por los imanes.

        En el caso de las disoluciones, la separación puede realizarse considerando que cada una de las sustancias disueltas posee distinta temperatura de ebullición. Se calienta la mezcla y se separa primero la sustancia que hierve antes. Este proceso físico es la destilación y está basado en diferencias en la temperatura de ebullición. De esta forma podemos separar las numerosas sustancias que forman el petróleo, la sal del agua del mar, el alcohol del vino, los colorantes de una tinta, etcétera.

        FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES. COMPOSICION CENTESIMAL

        En química 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.

        Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos de cada clase presentes en la molécula.

        Ejemplos en química

        La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, por lo que su fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su fórmula empírica.

        Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dos átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será C2H6 y su fórmula empírica CH3.

        Algunos compuestos, como el cloruro de sodio o sal común, carecen de entidades moleculares, pues están compuestos por redes de iones, y por ello, sólo es posible hablar de fórmula empírica. Ejemplo: NaCl es la fórmula del cloruro de sodio, e indica que por cada ión sodio, existe un ión cloro.

        La composición centesimal indica el porcentaje en masa, de cada elemento que forma parte de un compuesto. Se obtiene a partir de la fórmula molecular del compuesto, ya que ésta nos indica el número de átomos de cada elemento presentes en el compuesto.

        Para calcular la composición centesimal de cada elemento, se aplica la siguiente expresión:

        En donde ni indica el número de átomos del elemento i considerado y PMi la masa atómica de dicho elemento.

        El denominador es la masa molecular del compuesto.

        Ejemplo

        Queremos calcular el porcentaje de oxígeno presente en el ácido nítrico. Las masas moleculares son:

        Hidrógeno = 1,008 uma.

        Nitrógeno = 14,01 uma.

        Oxígeno = 16,00 uma.

        Peso molecular del ácido nítrico:

        uma.

        La fórmula del ácido nítrico es HNO3, así sabemos que una molécula de ácido nítrico contiene un átomo de hidrógeno, uno de nitrógeno y tres de oxígeno. Aplicamos la fórmula anterior para el oxígeno.

        Lo mismo puede repetirse para cada elemento.

        Esta fórmula es válida para compuestos moleculares; se puede aplicar igualmente si tratamos con compuestos iónicos, tomando como peso molecular de dicho compuesto al correspondiente a una celda unidad; en el caso de un cristal de cloruro de sodio (NaCl, sal común), la fórmula molecular que tomaríamos sería NaCl.

        Fórmula empírica , fórmula molecular y composición centesimal

        Ejemplo:

        Un hidrocarburo, de masa molar 42 g/mol, contiene un 85,7 % de carbono. Indica cuál es su fórmula empírica y su fórmula molecular.

        85,7 % de carbono significa que por cada 100 g de compuesto tendremos 85,7 g de carbono; puesto que se trata de un hidrocarburo, el resto hasta 100 tendrá que corresponder a la masa de hidrógeno (100-85,7)=14,3 g de hidrógeno, es la masa en 100 g de compuesto, es decir, el compuesto tiene un 14,3 % de hidrógeno.

        Las masas de cada elemento podemos expresarlas en términos de cantidad de sustancia, por tanto, tendremos que en 100 g de hidrocarburo hay 7,14 mol de carbono y 14,3 mol de hidrógeno.

        Estas cantidades de sustancia pueden expresarse en términos de cantidades de partículas, por tanto, tendremos que en 100 g de hidrocarburo hay 7,14·Na átomos de C y 14,3·Na átomos de H (siendo Na el número de Avogadro).

        Ahora podemos determinar la relación (proporción, cociente, división,…) entre la cantidad de átomos de un elemento y la cantidad de átomos del otro elemento (esto es lo que nos indica la fórmula empírica):

        Lo que significa que, en ese compuesto, por cada 1 átomo de hidrógeno tendremos 0,5 átomos de C.

        Es decir, la fórmula empírica es CH2.

        Para determinar la fórmula molecular se debe de conocer la masa molar que, en este caso es de 42 g/mol.

        Supongamos que la fórmula molecular es CnH2n entonces la masa molar será M(hidrocarburo)=n·12+2n·1.

        42=12n+2n de donde se obtiene n=3; es decir la fórmula molecular es C3H6. Podemos adelantar que se trata del propeno.

        Ejercicios

      • Calcula el número de moles y el número de moléculas que hay en 36 g de las sustancias siguientes:

      • Metano (CH4).

      • Calcio (Ca).

      • Ácido sulfúrico (H2SO4).

      • ¿Qué masa hay en 0'2 moles de cada una de las sustancias del ejemplo anterior?

      • Determina el número de moles y el número de moléculas que hay en 54 g de las siguientes sustancias:

      • Dióxido de carbono (CO2).

      • Cloro (Cl2).

      • Sacarosa (C12H22O11).

      • ¿Qué masa hay en 0'4 moles de cada una de las sustancias del ejemplo anterior?

      • En 3'2 g de Pb3(PO4)2:

      • ¿Cuántos moles hay de dicho compuesto?

      • ¿Cuántas moléculas hay de dicho compuesto?

      • ¿Cuántos átomos de O y de Pb hay?

      • Determina la masa de hierro que puede obtenerse a partir de los siguientes compuestos:

      • 100 g de Fe2(SO4)3.

      • 25 g de un mineral con un 80 % en peso de FeS.

      • 2 moles de FeCO3.

      • Tenemos en un recipiente 27 g de agua.

      • Calcula la cantidad de moles de agua.

      • Calcula el número de moléculas de agua.

      • Calcula el número de átomos de oxígeno e hidrógeno.

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